Ing. František Šoukal, Ph.D. Ústav chemie materiálů Fakulta chemická Vysoké učení technické v Brně

Ing. František Šoukal, Ph.D. Ústav chemie materiálů Fakulta chemická Vysoké učení technické v Brně

Chemie pro FSI 1. Úvod do studia chemie, základní pojmy 2. Sloţení a struktura chemických látek 3. Chemické reakce

4. Disperzní soustavy 5. Základy elektrochemie 6. Vybrané kapitoly z anorganické chemie

7. Vybrané kapitoly z organické a makromolekulární chemie 8. Chemie ţivotního prostředí

Podrobně na www.vutbr.cz/elearning. 1CH 09/10 Z.

Doporučená literatura: 1.

KOTLÍK, B., RŮŢIČKOVÁ, K. Chemie I pro střední školy v kostce. Fragment 2000.

2.

KOLEKTIV. Chemie pro FSI. www.vutbr.cz/elearning. 1CH 10/11 Z

3.

MAREČEK, A., HONZA, J. Chemie pro čtyřletá gymnázia, 1. a 2. díl. Olomouc 1998.

4.

VACÍK, J. a kol. Přehled středoškolské chemie. SPN, Praha 1995.

Hmota, látky a pole HMOTA 1. Látky • přetrţitá (diskrétní) struktura • skládají se z částic s nenulovou klidovou hmotností • nemohou nabývat rychlosti světla či dokonce vyšší a) b) c) d) e)

elementární částice mikročástice makroskopická tělesa biologické útvary kosmické útvary

2. Pole • nepřetrţité formy hmoty • zprostředkovávají vzájemné působení mezi částicemi • klidová hmotnost rovna nule • šíří se vţdy rychlostí světla

a) b) c) d) ...

jaderné elektromagnetické gravitační mezonové

Pohyb hmoty a) mikrofyzikální (mechanika mikrosvěta) b) chemický c) makrofyzikální (mechanický) d) biologický e) společenský

Chemie studuje chemickou formu pohybu hmoty, tj. vznik a zánik chemických vazeb mezi atomy. To je vázáno na změny elektronového obalu atomů a molekul. Objektem studia chemie je tedy elektronový obal atomů a molekul, zejména elektrony valenční.

Třídění látek Směsi 1. homogenní (roztoky) 2. koloidní (nepravé roztoky) 3. heterogenní (hrubé disperze)

Chemicky čisté látky (chemická individua) 1. Sloučeniny – CHČL sloţené ze stejných molekul vzniklých sloučením dvou nebo více různých atomů. Zapisují se chemickým vzorcem (H2O, CO2, CaCO3). 2. Prvky – CHČL sloţené z atomů se stejným protonovým číslem Z. Zapisují se chemickou značkou (H, O, Fe). 3. Nuklidy – CHČL sloţené z atomů o stejném protonovém čísle a stejném nukleonovém čísle.

Látkové mnoţství Mnoţství látky vyjadřujeme: 1) hmotností m (kg, g) 2) objemem V (m3, dm3, cm3) 3) počtem částic neboli látkovým mnoţstvím n (mol) Jeden mol chemické látky je mnoţství látky, které obsahuje právě tolik částic (atomů, molekul, iontů, elektronů), kolik atomů je obsaţeno ve 12 g nuklidu uhlíku 12C. Tento počet je vyjádřen číselně Avogadrovou konstantou NA

NA = 6,022 . 1023 mol-1

n = N/NA

Čísla u značek nebo vzorců vyjadřují: 1) počet částic 2) látkové mnoţství Př. Přečtěte vzorce a rovnici z hlediska jednotlivých částic a z hlediska obrovských souborů částic – molů. Fe2O3 H2SO4 N2 + 3 H2 → 2 NH3

Molární hmotnost Molární hmotnost je definována jako hmotnost 1 molu látky:

M = m/n (g mol-1) Např. M(H) = 1,01 g mol-1 ............1 mol atomů vodíku má hmotnost 1,01 g M(N2) = 28,0134 g mol-1 M(N) = 14,0067 g mol-1 M(KMnO4) = 158,034 g mol-1

Molární objem Objem plynu závisí na: 1) počtu částic – látkovém mnoţství 2) teplotě plynu 3) okolním tlaku Objem 1 molu plynu se nazývá molární objem Vm

Vm = V/n (dm3 mol-1) Za normálních podmínek (teplota 0 C, tlak 101,325 kPa) zaujímá 1 mol kteréhokoliv plynu objem 22,4 dm3. Tento objem se nazývá normální molární objem a značí se Vmn nebo Vn.

Vmn = 22,4 dm3 mol-1

Výpočty s pouţitím veličin n, M, NA, Vmn Př. 1: Kolik částic obsahuje 5 molů látky? n = 5 mol, NA = 6,022 . 1023 mol, N = ? N = n . NA = 5 mol . 6,022 . 1023 mol-1 = 3,011 . 1024 Př. 2: Jaké látkové mnoţství představuje 5 . 1028 částic? N = 5 . 1028, NA = 6,022 . 1023 mol-1, n = ? n = N/NA = 5 . 1028/ 6,022 . 1023 mol-1 = 8,30 . 104 mol

Př. 3: Jakou hmotnost představuje 5 molů arsenu? n(As) = 5 mol, M(As) = 74,9 g mol-1 m(As) = ? m = n . M = 5 mol . 74,9 g mol-1 = 374,5 g

Př. 4: Jakému látkovému mnoţství a jaké hmotnosti odpovídá 1 . 1023 atomů zlata? N = 1 . 1023, NA = 6,022 . 1023 mol-1, M(Au) = 196,97 g mol-1, n = ?, m = ? n = N/NA = 1 . 1023/ 6,022 . 1023 mol-1 = 0,166 mol m = n . M = 0,166 mol . 196,97 g mol-1 = 32,7 g Př. 5. Jaký objem zaujímá za normálních podmínek 20 g oxidu uhelnatého? m(CO) = 20 g, M(CO) = 28,01 g mol-1, Vmn = 22,4 dm3 . mol-1, V=? n = m/M = 20 g / 28,01 g mol-1 = 0,714 mol V = n . Vmn = 0,714 mol . 22,4 dm3 . mol-1 = 16 dm3

Značky prvků poč. 19. stol. J. J. Berzelius Fe - Ferrum (ţelezo) Na - Natrium (sodík)

Vzorce sloučenin 1. Stechiometrické (empirické) 2. Molekulové (sumární, úhrnné) 3. Strukturní (konstituční) a) rozvinuté b) racionální 4. Strukturní elektronové

5. Geometrické

HO  H2O2 H-O-O-H

P2O5  P4O10

CH  C6H6

Anorganické názvosloví (s. 50)

chlorid sodný síran měďnatý

NaI Cl CuII SO4

a)

podstatné jméno – udává skupinu do které sloučenina patří

b)

přídavné jméno – je zakončené koncovkou, která udává hodnotu kladného oxidačního čísla

Oxidační číslo Elektrický náboj, který by byl na atomu přítomen, kdyby elektrony každé vazby z prvku vycházející byly přiděleny elektronegativnějšímu z obou vazebných partnerů.

1. Zapisuje se římskou číslicí vpravo nahoře ke značce prvku (NaI, FeII). 2. Oxidační číslo atomů prvků v elementární formě je NULA (Cu0,H0, Hg0). 3. Oxidační číslo atomu H ve sloučeninách je vţdy +I, pouze u hydridů kovů I. a II. skupiny PSP je –I (NaH-I, CaH2-I). 4. Oxidační číslo atomu O ve sloučeninách je vţdy –II, pouze v peroxidech je –I. 5. Oxidační číslo kovů I. skupiny PSP je ve sloučeninách vţdy +I, oxidační číslo kovů II. skupiny PSP je ve sloučeninách vţdy +II. 6. Součet oxidačních čísel v molekule je roven NULE. Př. Vypočítejte oxidační čísla prvků v následujících sloučeninách: B2O3, CaCl2, CO2, P4O10, H2SO4, HMnO4

Kladná oxidační čísla I II III IV V VI VII VIII

-ný -natý -itý -ičitý -ičný, -ečný -ový -istý -ičelý

Záporná oxidační čísla: -id Př. Na základě vypočítaného oxidačního čísla přiřaďte k vyznačeným atomům správný název: B2O3, CaCl2, CO2, P4O10, H2SO4, HMnO4.

Oxidy

anion O-II 1. Odvození vzorce kříţovým pravidlem oxid dusitý

NO NIIIO-II

N2O3

2. Odvození názvu

Fe2O3

oxid

Fe2IIIO3-II

oxid ţelezitý

Př. 1: Odvoďte vzorce: oxid olovnatý, oxid manganistý, oxid dusičný, oxid chromitý, oxid chloričitý. Př. 2: Odvoďte názvy: MnO, I2O5, Li2O, SiO2, SeO3.

Sulfidy anion S-II

sulfid sodný Na2S sulfid vápenatý CaS

Peroxidy anion O22- (–O-I–O-I–)

peroxid sodný peroxid barnatý

Halogenidy anion X-I jodid sodný chlorid ţelezitý

Binární sloučeniny vodíku 1. Hydridy kovů I. a II. skupiny PSP anion H-I hydrid sodný hydrid vápenatý

2. Sloučeniny vodíku s prvky III. – VI. skupiny PSP - an AlH3 alan SiH4 silan H2S sulfan 3. Sloučeniny fluorovodík chlorovodík bromovodík jodovodík kyanovodík

vodíku tvořené příponou HF HCl HBr HI HCN

-ovodík

4. Triviální názvy amoniak NH3 voda H2O methan CH4

Hydroxidy kov (OH)n

OH- hydroxidový anion hydroxid sodný NaIOH hydroxid vápenatý CaII(OH)2

Kyslíkaté kyseliny

Tříprvkové sloučeniny obecného vzorce HxAyOz, kde A je kyselinotvorný prvek. 1. Odvození názvu HNO3 HNVO3

kyselina kyselina dusičná

Př. 1: Odvoďte názvy: H3IO5, H3IO4, HBrO4, HBrO3, H3BO3. 2. Odvození vzorce z oxidačních čísel - dosadíme konkrétní kyselinotvorný prvek do obecného vzorce - je-li oxidační číslo kyselinotvorného prvku sudé, dosadíme za x u značky vodíku dvojku - vypočítáme hodnotu z, aby součet oxidačních čísel v molekule byl NULA Př. 2: Odvoďte vzorce: kyselina bromná, k. dusitá, k. selenová, k. pentahydrogenjodistá. k. dihydrogentellurová.

Thiokyseliny Jeden nebo více atomů kyslíku je nahrazeno atomy síry. H2SO3 H2S2O2

kyselina siřičitá kyselina thiosiřičitá

H2SO4 H2S2O3

kyselina sírová kyselina thiosírová

Isopolykyseliny

Př. Napište vzorce: kyselina pentahydrogentrifosforečná, k. hexahydrogendikřemičitá, k. dihydrogendichromová.

Soli kyslíkatých kyselin kyselina chlorná HClO chloritá HClO2 uhličitá H2CO3 dusičná HNO3 sírová H2SO4

chloristá HClO4

sůl chlornan ClOchloritan ClO2hydrogenuhličitan HCO3uhličitan CO32dusičnan NO3hydrogensíran HSO4síran SO42chloristan ClO4-

trihydrogenfosforečná H3PO4 dihydrogenfosforečnan H2PO4hydrogenfosforečnan HPO42fosforečnan PO43-

Př. 1: Odvoďte vzorce: dusičnan barnatý, síran hlinitý, siřičitan sodný, hydrogensíran sodný, dichroman amonný. Př. 2: Odvoďte názvy: Na2SeO4, KBrO3, Na3PO4, K2Cr2O7, Ba(NO3)2.

Podvojné soli Kationty se ve vzorcích uvádějí v pořadí podle rostoucích oxidačních čísel. Při stejném oxidačním čísle podle abecedního pořadí značek. Pořadí v názvech je stejné jako pořadí značek. KIMgIIF3 KINaICO3

fluorid draselno-hořečnatý uhličitan draselno-sodný

Krystalohydráty CuSO4 . 5 H2O pentahydrát síranu měďnatého FeSO4 . 7 H2O BaCl2 . 2 H2O

Kationty Od názvu prvku se zakončením příslušného oxidačního čísla. K+ kation draselný Mg2+ Al3+ Anionty 1) Odvozené od kyslíkatých kyselin – zakončení podle oxidačního čísla centrálního atomu ClOanion chlornanový ClO2anion chloritanový NO3HSO4SO42PO43CO32S2O72-

2) Ostatní anionty – zakončení -id HS2HSClO22OHCN-

anion hydridový

Výpočty z chemických vzorců Př. 1: Vypočítejte hmotnostní zlomek vodíku ve vodě. M(H2O) = 18,02 g mol-1, M(H) = 1,01 g mol-1 18,02 g H2O ...............2,02 g H w (H) = m(H)/m(H2O) = 2,02 g/18,02 g = 0,112 = 11,2 %

Př. 2: Vypočítejte hmotnostní zlomek vody v heptahydrátu siřičitanu sodného. M (Na2SO3 . 7H2O) = 252,15 g mol-1, M(H2O) = 18,02 g mol-1 252,15 g Na2SO3 . 7H2O ..................7 . 18,02 g H2O w (H2O) = 126,14/252,15 = 0,50 = 50 % Př. 3: Kolik gramů sodíku je obsaţeno v 1000 g sulfidu sodného. M(Na2S) = 78,04 g mol-1, M(Na) = 22,99 g mol-1 78,04 g Na2S ............... 2 . 22,99 g Na 1000 g Na2S ................ x g Na x = 589,18 g Na

Př. 4: V kolika gramech vody je obsaţeno 10 g vodíku? M(H2O) = 18,02 g mol-1, M(H) = 1,01 g mol-1 2,02 g H ........................ 18,02 g H2O 10 g H ........................... x g H2O x = 89,2 g H2O

Vývoj představ o sloţení a struktuře atomu • 5. stol. př. n. l. – Leukippos, Démokritos Demokritos

• konec 18. a zač. 19. stol – první experimentální důkazy existence atomů - zákon stálých poměrů slučovacích (Proust 1799) - zákon násobných poměrů slučovacích (Dalton 1803)

• Daltonova atomová teorie (1808)

Dalton

Becquerel

• 1895 – 1927 poznání základní struktury atomu - 1896 H. Becquerel – objev radioaktivity - 1897 J. J. Thomson – objev elektronu - 1901 M. Planck – kvantová teorie

Thomson

Planck

- 1909 E. Rutherford – planetární model atomu - 1913 N. Bohr – Bohrův model atomu - 1924 L. de Broglie – základní myšlenka vlnové mechaniky - 1926 E. Schrödinger, W. Heisenberg – vlnově (kvantově) mechanický model atomu

Rutherford

Heisenberg

de Boglie

Schrödinger Bohr

Atomové jádro Přibliţně 10 000 – 100 000krát menší neţli celý atom. Struktura protony p+ m = 1,672 . 10-27 g, 1,602 . 10-19 C neutrony n° m = 1,675 . 10-27 g protony + neutrony = nukleony počet protonů ............................ protonové číslo Z počet neutronů .......................... neutronové číslo N počet nukleonů .......................... nukleonové číslo A = N + Z

nuklid - látka tvořená souborem zcela totoţných atomů izotop – látka tvořená různými nuklidy téhoţ prvku prvek - látka tvořená souborem atomů se shodným Z Většina prvků v přírodě je směsí několika izotopů. Např. kyslík je směsí izotopů 16O, 17O, 18O. Největší zastoupení má izotop 16O, a to 99,76%. Dvacet prvků, např. F, N, P, Al má pouze jediný přirozený izotop.

Izotopy mají stejné vlastnosti chemické, ale liší se vlastnostmi fyzikálními. Pozn.: Soubory atomů, které mají stejné nukleonové číslo, ale různé 40Ca). protonové číslo se nazývají izobary (např. 40 K a 19 2 0

Hmotnost atomů a molekul m(1H) = 1,67355 . 10-27 kg m(12C) = 1,99267 . 10-26 kg

závaţíčko pro atomy – atomová hmotnostní konstanta u

mu = 1/12 m(12C) = 1,66057 . 10-27 kg relativní atomová hmotnost Ar Ar(X) = m(X)/mu V tabulkách se uvádějí střední relativní atomová hmotnost:

Ar(Cl) = Ar(35Cl) . w(35Cl) + Ar(37Cl) . w(37Cl) Relativní molekulová hmotnost Mr se vypočte jako součet relativních atomových hmotností všech atomů tvořících molekulu.

Př. 1: Vypočítejte Ar(1H). Ar(1H) = m(1H)/ mu = 1,67355 . 10-27 kg/ 1,66057 . 10-27 kg = 1,00782 Př. 2: Vypočítejte hmotnost jednoho atomu nuklidu 63Cu. Ar(63Cu) = 62,928. Ar(63Cu) = m(63Cu)/ mu m(63Cu) = Ar(63Cu) . mu = 62,928 . 1,66057 . 10-27 kg = 1,04496 . 10-25 kg Př. 3: Vypočítejte relativní molekulovou hmotnost H 2SO4. Mr(H2SO4) = 2 . Ar(H) + Ar(S) + 4 . Ar(O) = 2 . 2,01 + 32,07 + 4 . 16,0 = 98,09

Vazebná energie jádra Hmotnost kaţdého stabilního atomu je vţdy o něco menší neţ algebraický součet hmotností elementárních částic, z nichţ je atom vystavěn. Tento rozdíl se nazývá úbytek hmotnosti nebo také hmotnostní schodek. Např. experimentálně zjištěná hmotnost atomu 4He je 6,646 44 . 10-27 kg. Součet hmotností elementárních částic 4He činí 6,69650 . 10-27 kg. Úbytek hmotnosti m = 5,006 . 10-29 kg. Mnoţství uvolněné energie je dáno Einsteinovým vztahem: E = m c2 = 5,006 . 10-29 kg . (3 . 108)2 m2s-2 = 4,50 . 10-12 J Vynásobením vazebné energie jednoho jádra Avogadrovou konstantou zjistíme, ţe při vzniku jednoho molu, tj. asi 4 g atomů helia z elementárních částic se uvolní energie 2,71 . 1012 J. To je energie, která by postačila k ohřátí 6 500 tun vody z 0 °C aţ k varu.

Při vzniku atomových jader se uvolňuje obrovské mnoţství energie. K rozrušení jader na elementární částice je naopak třeba tuto energii dodat. Tato energie se nazývá vazebná energie jádra a je definována jako energie, která se uvolní při vzniku daného jádra z volných nukleonů. Energetické změny při chemických reakcích jsou asi 105 aţ 106krát menší a nemohou proto zasahovat do stability atomových jader.

Stabilita atomových jader Stabilita atomových jader závisí na: 1) vazebné energii, 2) poměru a hodnotách čísel N a Z. U nejlehčích prvků jsou jádra stabilní při poměru N:Z = 1:1.

Se vzrůstajícím atomovým číslem prvku vzniká a stále stoupá přebytek neutronů nad protony, aţ u nejtěţších jader nabývá poměr N:Z hodnoty 3:2.

Nuklidový diagram

Radioaktivita H. Becquerel (1896) P. Curie a M. Curie-Sklodowská (1898)

Rozpad atomových jader provázený vysíláním pronikavého záření.

1. Radioaktivita přirozená V přírodě existuje asi 50 radionuklidů např. Po, At, Rn, Fr, Ra, Ac, Th, Pa, U – přeměna  nebo  - a . a) přeměna  - záření  je proud heliových jader, proniká vrstvou vzduchu silnou několik centimetrů nebo velmi tenkými kovovými lístky, má silné ionizační účinky.

b) přeměna  - - jádra nuklidů s nadbytkem neutronů. Záření  je proud elektronů, které se tvoří v jádře. Je asi 100krát pronikavější neţ záření , má však menší ionizační účinky.

c) záření  - elektromagnetické vlnění o velmi krátké vlnové délce a vysoké energii. Je velmi pronikavé a provází záření  a někdy také .

2. Radioaktivita umělá (I. a F. Joliot-Curie 1934)

více neţ 1 000 umělých radionuklidů, kromě přeměn  a  - ještě často přeměny  + a elektronový záchyt a) přeměna  + - u umělých radionuklidů, které mají v jádrech nadbytek protonů:

b) záchyt elektronů – nadbytek protonů v jádře můţe být upraven tak, ţe proton jádra pohltí elektron z některé hladiny elektronového obalu (záchyt K, záchyt L apod.):

Reakce štěpné 235 92

U  01 n  141 Ba  92 Kr  3 01 n 56 36

Reakce termonukleární T  21 D  42 He  01 n  Q

3 1

Vyuţití jaderných reakcí a záření • zdroj energie – jaderné elektrárny • fyzikální výzkum – urychlovače • jaderné zbraně • značkované sloučeniny v chemii, biochemii a medicíně • ozařování zhoubných nádorů • datování archeologických nálezů

Elektronový obal atomu E. Rutherford (1911) – planetární model atomu: Elektrony obíhají kolem jádra stejně jako planety kolem Slunce.

model atomu Li

Podle zákonů klasické fyziky by však elektron v takovém případě musel vysílat elektromagnetické vlnění. Tím by se sniţovala jeho energie, elektron by se blíţil k jádru, aţ by s ním splynul a celý děj by byl doprovázen vyzařováním spojitého spektra. Atomy však vysílají tzv. čárová spektra a jsou relativně stálé.

N. Bohr (1913) – Bohrův model atomu 1.

Elektron se můţe pohybovat jen po určitých „dovolených“ dráhách, tj. nachází se v určitých „dovolených“ energetických stavech, ve kterých platí 2mvr = nh

n = celé číslo

2.

Při pohybu na těchto dráhách elektron nevyzařuje energii a atom je ve stálém stavu.

3.

Při přechodu elektronu z vyšší dráhy na niţší se rozdíl energií vyzáří ve formě určité dávky světla (světelného kvanta), coţ se ve spektru projeví jako čára o určité frekvenci.

Kvantově (vlnově) mechanický model atomu 1. Energie mikročástic je kvantována, tj. můţe nabývat pouze určitých hodnot. Přípustné energie vytvářejí soubor oddělených (diskrétních) energetických hladin.

2. Mikročástice vykazují dualizmus, tj. kaţdé mikročástici o hmotnosti m, pohybující se rychlostí v, přísluší vlna, jejíţ délka  je dána vztahem

 = h/mv

(L. de Broglie, 1924)

Táţ mikročástice v závislosti na druhu experimentu vykazuje jednou korpuskulární, jindy vlnový charakter.

Elektron v elektrostatickém silovém poli jádra se chová jako tzv. stojaté vlnění, tj. takové, které si udrţuje neproměnnou výchylku. Takové vlnění můţe existovat v okolí jádra, které se vyznačují určitou vlnovou délkou a určitým uspořádáním vln. Matematicky přesně popisuje elektronové vlny v atomu Schrödingerova rovnice (E. Schrödinger 1926). Jejím řešením získáme vlnovou funkci  , která jednoznačně popisuje stav elektronu, tj. tvar vlnění a jeho energii.

Druhá mocnina této funkce ( 2) udává pravděpodobnost výskytu elektronu v okolí jádra. Této oblasti nejpravděpodobnějšího výskytu elektronu se říká atomový orbital. Rozloţení pravděpodobnosti výskytu elektronu (elektronové hustoty) se někdy znázorňuje tečkováním.

Řešením Schrödingerovy rovnice můţeme pro kaţdý atom získat mnoho vlnových funkcí, z nichţ jedna je základní a všechny ostatní popisují stavy elektronů s vyšší energií. K jejich rozlišení pouţíváme tzv. kvantová čísla

Kvantová čísla Hlavní kvantové číslo n udává energii elektronové vrstvy (slupky), která stoupá se vzdáleností od jádra. Můţe nabývat hodnot 1-7, coţ odpovídá elektronovým vrstvám K-Q.

Vedlejší kvantové číslo l udává tvar orbitalu a můţe nabývat hodnot 0 aţ n-1. hodnota l : orbital:

0 s

1 p

2 d

3 f

Je-li n = 1, l = 0 (s) n = 2, l = 0 (s) l = 1 (p) Př.: Jaké orbitaly mohou být na 3. elektronové vrstvě? Magnetické kvantové číslo m udává orientaci orbitalu ve vnějším magnetickém poli. Nabývá hodnot –l, ..., 0, ..., +l. Je-li l = 0 (s), m = 0 l = 1 (p), m = -1, 0, +1 Existují tedy 3 orbitaly p: m = -1 (px), m = 0 (pz), m = +1(py)

Magnetické kvantové číslo tedy udává počet orbitalů. Př. Kolik existuje orbitalů d a f? Spinové kvantové číslo charakterizuje vnitřní moment hybnosti elektronu – spin. Můţe nabývat pouze hodnot +1/2 a -1/2 a kaţdý orbital můţe být obsazen nejvýše dvěma elektrony s opačným spinem.

Př. Kolik elektronů můţe být maximálně v orbitalech p?

Znázornění a zápis orbitalů 1) prostorovými tvary

2) pomocí rámečků (rámeček je rozdělen na tolik políček, kolik orbitalů daného typu existuje)

3) pomocí hlavního a vedlejšího kvantového čísla 1s, 3p, 4d

Zápis elektronů v orbitalech 1) šipkami

2) jako horní indexy k vedlejšímu kvantovému číslu

2p6

3d5

5f10

Pravidla pro zaplňování orbitalů elektrony 1. Výstavbový princip Orbitaly s niţší energií se zaplňují elektrony dříve neţ orbitaly s energií vyšší. 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p

Výstavbový trojúhelník

s 8 7 6 5 4 3 2 1

p 7 6 5 4 3 2

d 6 5 5 4 3

f 5 4

Pořadí AO se získá tak, ţe se postupuje zprava doleva a zdola nahoru, k číslům se připisují písemné symboly sloupců.

2. Pauliho princip Kaţdý orbital charakterizovaný třemi kvantovými čísly můţe být obsazen nejvýše dvěma elektrony, které se liší spinovým kvantovým číslem. (V atomu nemohou být dva elektrony, které by měly všechna čtyři kvantová čísla stejná.)

3. Hundovo pravidlo Stavy (orbitaly) se stejnou energií, tj. degenerované, se obsazují nejprve všechny po jednom elektronu.

Elektronová konfigurace prvků

11Na:

1s1 1s2 1s2 2s1 1s2 2s2 1s2 2s2 2p1 1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s1

nebo 11Na:

[10Ne] 3s1

1H: 2He:

3Li: 4Be: 5B: 6C: 7N: 8O: 9F: 10Ne:

Př. 1: Určete elektronovou konfiguraci atomu As. 1) Zjistíme atomové číslo arsenu. Z = 33 2) Sestavíme dostatečně rozsáhlou řadu AO podle výstavbového principu. 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p 3) Jednotlivé orbitaly pak postupně formou „exponentů“ obsazujeme elektrony, aţ součet exponentů dosáhne Z (v našem případě 33). As: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 Zápis pomocí nejblíţe niţšího vzácného plynu: As: [18Ar] 4s2 3d10 4p3

Př. 2:

Zapište elektronovou konfiguraci iontu As3+. As3+: [18Ar] 4s2 3d10 4p0

Při tvorbě kationtů z atomů přechodných prvků, tj. prvků, které nemají zaplněnou skupinu orbitalů d dochází vţdy k formálnímu porušení výstavbového principu. Např. atom ţeleza má tuto elektronovou konfiguraci: Fe: [Ar] 4s2 3d6 U iontu Fe2+, vzniklého odtrţením dvou elektronů z atomu Fe však nacházíme uspořádání: Fe2+: [Ar] 4s0 3d6 a nikoliv [Ar] 4s2 3d4 jak bychom předpokládali při důsledném uplatnění výstavbového principu. Příčinou toho je, ţe při zaplňování orbitalů ns a (n-1)d elektrony se poněkud mění jejich energie, takţe orbital (n-1)d je uţ po obsazení jediným elektronem energeticky níţe neţ orbital ns.

Proto elektronovou strukturu iontu Fe2+ je nejlépe zapsat takto: Fe2+: [Ar] 3d6 4s0 DÚ: Zapište elektronovou konfiguraci atomů a iontů: Sc, Ga, Ce, Pr, K+, Fe3+, S2-

Základní a excitovaný stav atomu Základní stav atomu je stav o nejniţší energii. Dodáním energie můţe dojít k vybuzení jednoho nebo více elektronů do energeticky vyšších orbitalů. O takovém atomu říkáme, ţe je v excitovaném (vzbuzeném) stavu.

Ionizační energie a elektronová afinita Ionizační energie I je energie, která je nutná k odtrţení elektronu z atomu nebo iontu v plynném stavu. Li → Li+ + eI1 = 500 kJ mol-1 Li+ → Li2+ + eI2 = 7 300 kJ mol-1

Elektronová afinita je energie uvolněná při vzniku aniontu z elektroneutrálního atomu v plynném stavu. F + e- → FA = 333 kJ mol-1

Periodická soustava prvků (s. 40) 19. stol. pokusy o třídění chemických prvků Döbereiner (1817), Newlands (1863), J. L. Meyer (1864),

D. I. Mendělejev (1869) „Vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich atomových vah.“ Současné znění periodického zákona Vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich protonového čísla. Grafickým vyjádřením periodického zákona je periodická tabulka prvků. Dnes nejčastěji „dlouhá tabulka“ – 7 period, 18 skupin.

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

Periody a jejich valenční orbitaly Pořadové číslo periody je totoţné s hlavním kvantovým číslem poslední obsazené vrstvy. 1. 1s .................................................. 2 prvky 2. 2s, 2p ............................................ 8 prvků 3. 3s, 3p ............................................ 8 prvků 4. 4s, 3d, 4p .................................... 18 prvků 5. 5s, 4d, 5p .................................... 18 prvků 6. 6s, 4f, 5d, 6p ............................... 32 prvků 7. 7s, 5f, 6d, 7p ............................... 32 prvků

Skupiny, valenční elektrony, s-, p-, d-, f-prvky V kaţdé skupině jsou pod sebou seřazeny prvky, které mají stejnou elektronovou konfiguraci valenčních elektronů. Tyto elektrony určují chemické chování prvků, a proto jsou prvky ve skupině chemicky podobné. Valenční elektrony jsou umístěny na různých hladinách a v různých orbitalech a podle toho rozlišujeme prvky s-, p-, d- a f-.

Periodický zákon vyplývá z pravidel, jimiţ se řídí výstavba elektronového obalu atomu.

Triviální názvy skupin

Chemická vazba Parametry vazby 1. 2.

Vazebná (disociační) energie Ed (Ev, D) – energie potřebná k rozštěpení vazby. Délka vazby l – rovnováţná vzdálenost středů jader vázaných atomů.

Podmínky vzniku 1. 2.

Atomy se musí k sobě přiblíţit tak, aby se překryly jejich valenční orbitaly. Atomy musí mít elektrony v orbitalech uspořádány tak, aby z nich mohly vzniknout vazebné elektronové páry.

Znázornění 1. 2. 3.

Pomocí překryvu valenčních orbitalů Pomocí spojnice rámečků Valenční čárkou

Chemická vazba je síla, která poutá sloučené atomy.

Vznik

Typy vazeb A) Podle zdroje vazebných elektronů 1. Vazba kovalentní kaţdý z vázaných atomů přispívá svými elektrony. H. + .H → H–H 2. Vazba koordinačně kovalentní – jeden z vázaných atomů je donor a druhý akceptor elektronového páru. +

H H

N H

H

+

H

+

H

N H

H

B) Podle lokalizace vazebných elektronů 1. Vazba  - vazba, která má maximální elektronovou hustotu na spojnici jader vázaných atomů. 2. Vazba  - vazba, která má maximální elektronovou hustotu mimo spojnici jader vázaných atomů.

C) Podle násobnosti: 1. Vazba jednoduchá vzniká sdílením jednoho elektronového páru a je to vazba .

2. Vazba dvojná vzniká – sdílením dvou elektronových párů a je to vazba  + .

3. Vazba trojná vzniká sdílením tří elektronových párů a je to vazba  + 2.

Vaznost Počet kovalentních vazeb vycházejících z atomu prvku v dané sloučenině.

Polarita chemické vazby Jsou-li vázané atomy stejné, pak prostorové rozdělení elektronové hustoty je souměrné, stejné v okolí obou atomů.

Jsou-li vázané atomy různé, pak je elektronové hustota v okolí jednoho atomu často vyšší neţ v okolí druhého atomu. Tento jev je důsledkem rozdílné schopnosti jednotlivých atomů přitahovat vazebné elektrony, tedy jejich rozdílné elektronegativity X. Je-li X  0,4 chemická vazba se nazývá nepolární (H–H, Cl–Cl, C–H) 0,4  X  1,7 polární (H–Cl, H–Br, H–O) X  1,7 iontová (Li+F-, Na+Cl-) Na atomu s vyšší elektronegativitou vzniká částečný záporný náboj -, na atomu s niţší elektronegativitou stejně velký kladný náboj +.

Dvouatomová molekula s polární nebo iontovou vazbou vţdy tvoří dipól. U víceatomových molekul je polarita molekuly dána vektorovým součtem dipólových momentů všech vazeb v molekule. Př. Určete polaritu molekuly oxidu uhličitého a vody.

Je tedy nutno rozlišovat polaritu vazby a polaritu molekuly!

Prostorové uspořádání jednoduchých molekul

Prostorové uspořádání vazeb okolo určitého atomu závisí na jeho vaznosti a volných elektronových párech, které ho obklopují.

Iontová vazba Jestliţe X vázaných atomů je větší neţ 1,7, elektrony úplně přejdou z atomu s niţší elektronegativitou na atom s vyšší elektronegativitou a atomy se změní v ionty. Vazba tvořená elektrostatickým přitahováním iontů se nazývá iontová.

Kationty – malá ionizační energie, snadno poskytují elektrony říkáme jim elektropozitivní (především atomy kovů). Anionty – velká hodnota elektronové afinity, snadno přijímají elektrony, elektronegativní (atomy nekovů). Elektrostatický charakter iontové vazby je příčinou její směrové nespecifičnosti (kation přitahuje okolní anionty ze všech směrů). Pravidelná vnitřní struktura – iontové krystaly. Počet sousedních iontů bezprostředně obklopujících určitý ion vyjadřuje koordinační číslo (v NaCl = 6, v CsCl = 8).

Přechod od kovalentní k iontové vazbě je plynulý (např. i v NaCl je malý podíl kovalentnosti).

Nekovalentní interakce neboli slabé vazebné interakce 1. van der Waalsovy síly

•

Coulombické síly – slabé přitaţlivé síly mezi polárními látkami s permanentním elektrickým dipólem.

•

Indukční interakce – působení polárních molekul na molekuly nepolární vyvolává vznik indukovaných dipólů a orientaci molekul.

•

Disperzní síly – způsobeny vznikem dipólů při přiblíţení nepolárních molekul. Energie van der Waalsových sil o 2 – 3 řády niţší ve srovnání s kovalentní vazbou, projevují se při rozpouštění tuhých látek, hydrataci, solvataci.

2. Vodíkové vazby (vodíkové můstky)

Vyskytují se pouze u sloučenin v nichţ je atom vodíku vázán na atom silně elektronegativního prvku (H-F, H-O, H-N, H-Cl). Způsobeny přitahováním kladně nabitého vodíkového jádra nevazebnými elektronovými páry elektronegativního prvku druhé molekuly Vazebná energie je niţší asi o 1 řád neţ v kovalentní vazbě Vyšší teploty varu a tání, větší výparná tepla, větší viskozita

Chemická vazba a vlastnosti látek Iontové sloučeniny (NaCl, KBr, CaCl2)

iontové vazby • v roztoku nebo tavenině vedou elektrický proud – elektrolyty • tvrdé a křehké • vysoké teploty tání a teploty varu • dobře rozpustné v polárních rozpouštědlech

Atomové (kovalentní) krystaly (SiO2, diamant)

pevné kovalentní vazby • nevedou elektrický proud • vysoké teploty tání a teploty varu • nerozpustné v běţných rozpouštědlech

Molekulové krystaly (I2, S8, H2O, CO2)

v molekule je kovalentní vazba, mezi jednotlivými molekulami v krystalu však působí pouze nekovalentní interakce • nízké teploty tání a teploty varu • nevedou elektrický proud • podle typu vazby v molekule jsou rozpustné buď v polárních nebo nepolárních rozpouštědlech

Kovy

kovová vazba – mříţka tvořena kationty, volné elektrony tvoří elektronový plyn • nízké ionizační energie • elektrická a tepelná vodivost • většinou vysoké teploty tání a varu • vysoká hustota, lesk, kujnost, taţnost • elektrochemické vlastnosti

Chemické reakce Děje, při nichţ vznikají nové látky. Podstatou je zánik původních vazeb, přeskupení částic a vznik nových chemických vazeb. reaktanty → produkty

Klasifikace chemických reakcí 1. Podle vnějších změn: a) reakce skladné – syntéza Fe + S  FeS b) reakce rozkladné (NH4)2Cr2O7  N2 +Cr2O3 + 4 H2O c) reakce substituční (vytěsňovací) CuSO4 + Fe  FeSO4 + Cu d) podvojné záměny NaNO3 + KCl  KNO3 + NaCl

2. Podle skupenského stavu reaktantů: a) homogenní (g-g), (l-l) H2(g) + Cl2(g)  2 HCl(g) b) heterogenní (s-g), (s-l) Zn(s) + 2 HCl(aq)  ZnCl2(aq) + H2(g) 3. Podle klíčového chemického děje reakce: a) acidobazické reakce (přenos H+) 2 NaOH + H2SO4  Na2SO4 +2 H2O (neutralizace) b) oxidačně – redukční reakce (přenos e-), změny oxidačních čísel Zn0 + S0  ZnIIS-II c) koordinační (komplexotvorné) reakce – reakce mezi donorem a akceptorem elektronového páru Fe2+ + 6 CN-  [Fe(CN)6]4-

4. Podle typu reagujících částic: a) molekulové (všechny reakční sloţky v průběhu celé reakce jsou elektroneutrální molekuly) NO2 + CO  NO + CO2 b) iontové Ba2++ SO42-  BaSO4 c) radikálové Cl· + ·Cl  Cl2 5. Podle jejich tepelného zabarvení: a) exotermické – v jejich průběhu se teplo uvolňuje 2 H2 + O2  2 H2O -483,6 kJ/mol b) endotermické N2 + O2  2 NO +180,5 kJ/mol

Chemické rovnice 1. Musíme znát reaktanty a produkty. oxid rtuťnatý → rtuť + kyslík 2. Názvy reaktantů a produktů nahradíme jejich značkami nebo vzorci. oxid rtuťnatý → rtuť + kyslík    HgO Hg O2 3. Upravíme zápis tak, aby počet atomů prvku před a po reakci byl stejný. Přitom uţ neměníme správně zapsané vzorce látek. Počet částic zapisujeme vţdy před značky prvků nebo vzorce sloučenin. 2 HgO

→

2 Hg

+

O2

čteme: 2 moly oxidu rtuťnatého se rozkládají na 2 moly rtuti a 1 mol kyslíku

Př.: Zapište chemickými rovnicemi: 1) Peroxid vodíku H2O2 se rozkládá na vodu a kyslík. 2) Dusík a vodík se slučují na amoniak. 3) Reakcí oxidu dusičitého s vodou vzniká kyselina dusičná a oxid dusnatý. Pozn.: Chemické reakce lze zapisovat také tzv. reakčními schématy, která nevyjadřují stechiometrii např. C6H5N02

Zn → HCl

C6H5NH2

Výpočty z chemických rovnic Př. 1: Vypočítejte, kolik g uhličitanu vápenatého je nutno naváţit pro přípravu 80 g CaO. CaCO3  CaO + CO2 100,1 g ...... 56,1 g x g ......... 80,0 g x = 142,8 g CaCO3 Př. 2: Kolik dm3 oxidu siřičitého vznikne za normálních podmínek spálením 50 kg síry? Za normálních podmínek (0 C, 101,325 kPa) zaujímá jeden mol kterékoliv plynné látky objem 22,4 dm3. S + O2  SO2 32,1 g ........ 22,4 l 50 000 g ...... x x = 34 900 l SO2

Př. 3: Sulfid ţeleznatý je moţno připravit přímou reakcí z prvků. Jaká musí být naváţka síry a ţeleza pro přípravu 120 g FeS Fe + S  FeS 55,8 g 32,1 g 87,9 g

Fe 55,8 g ................................... 87,9 g x g ..................................... 120,0 g x = 76,2 g Fe S 32,1 g ................................... 87,9 g y g ..................................... 120,0 g y = 43,8 g S Dú: str. 102 – 107

Př. 4: Při rozpouštění 1 g uhlíku ve 20 g roztaveného ţeleza vzniká cementit (Fe3C). Určete prvek, který byl pouţit v nadbytku a hmotnost vzniklého cementitu. 3 Fe + 55,8 g

C  12,0 g

Fe3C 179,4 g

Co je v nadbytku?: 3x55,8 g Fe................................... 12 g C 20 g Fe................................... x g C x = 1,52 g C  Fe je v nadbytku ! Hmotnost vzniklého cementitu: 12 g C ................................... 179,4 g Fe3C 1 g C ..................................... y g Fe3C y = 14,95 g Fe3C Dú: str. 102 – 107

Chemická termodynamika (s. 25) Energetické změny soustav vyvolané změnami vnějších nebo vnitřních podmínek (sloţení, teplota, tlak...) Všechny dílčí děje při chemických reakcích jsou spojeny se spotřebou nebo naopak uvolněním energie H–H + Cl–Cl → 2 H–Cl 430 242 2 . 431 672 862 E dodaná < E uvolněná

862 – 672 = 190 kJ mol-1

kJ mol-1 kJ mol-1

Soustava (systém) - vymezený prostor, ve kterém probíhají sledované děje

podle moţností výměny hmoty a energie s okolím rozlišujeme tři typy soustav: – soustava izolovaná – nelze s okolím vyměňovat hmotu ani energii – soustava uzavřená – s okolím lze vyměňovat pouze energii, nikoliv hmotu – soustava otevřená – lze s okolím vyměňovat hmotu i energii

Stav soustavy je určen souborem stavových veličin: – měřitelné stavové veličiny - teplota, tlak a objem

Termodynamika zavádí některé další stavové funkce: – – – –

vnitřní energie – U entropie – S entalpie – H Gibbsova energie – G

Jako stavové označujeme takové veličiny, které závisí pouze na okamţitém stavu soustavy, nikoliv na cestě nebo způsobu, jakým se do daného stavu dostala

Je-li při termodynamickém ději některá z veličin konstantní, odrazí se to v jeho názvu:

• • • •

izotermický děj: T = konst. izobarický děj: p = konst. izochorický děj: V = konst. adiabatický děj: Q = konst.

Přechod soustavy z jednoho stavu do druhého se nazývá termodynamický děj vratný nebo nevratný – vratný děj lze kdykoliv zastavit a obráceným sledem malých změn soustavu vrátit zpět do původního stavu – všechny samovolné děje (bez dodání energie) jsou nevratné

Vnitřní energie soustavy Vnitřní energie soustavy U je celková energie jader, chemických vazeb, pohybu atomů, molekul a excitovaných elektronů zmenšená o kinetickou a potenciální energii soustavy jako celku. Ke změně vnitřní energie můţe docházet dvěma způsoby: a) soustava koná nebo přijímá práci (W) b) soustava odevzdává nebo přijímá teplo (Q)

U = Q + W

I. věta termodynamická

Termochemie Většina reakcí probíhá při konstantním tlaku – reakce izobarické. Kdyţ soustava koná objemovou práci při stálém tlaku, platí I. věta termodynamická ve tvaru:

U = Q – p  V Vyjádříme-li Q, dostaneme: Q = U + p  V Výraz U + pV se označuje jako entalpie H. U + p  V = H Q = H V reakcích izobarických je přijaté nebo odevzdané teplo rovno změně entalpie. Jestliţe se H vztahuje k látkovému mnoţství vyjádřenému příslušnou chemickou rovnicí, označuje se jako reakční teplo.

Termochemické rovnice – udávají reakční teplo a skupenské stavy reaktantů a produktů.

Je-li H < 0, reagující soustava teplo odevzdává do okolí a reakce se nazývají exotermické.

Je-li H > 0, soustava teplo přijímá od okolí a reakce se nazývají endotermické.

Termochemické zákony První termochemický zákon Reakční tepla přímé a zpětné reakce jsou aţ na znaménko stejná. C(s) + H2O (g)  CO (g) + H2 (g) H = 131,16 kJ mol-1 CO (g) + H2 (g)  C (s) + H2O (g) H = – 131,16 kJ mol-1 Druhý termochemický zákon Celkové reakční teplo nezávisí na způsobu přeměny výchozích látek v produkty, ale jen na počátečním a konečném stavu soustavy.

Z druhého termochemického zákona vyplývá, ţe celkové reakční teplo vícestupňové reakce je dáno součtem reakčních tepel všech dílčích reakcí. -393,7 kJ mol-1 = -283,6 kJ mol-1 + x x = -110,1 kJ mol-1

Entropie Zatímco první věta termodynamická je zákonem zachování energie a znamená, ţe soustava můţe konat práci pouze na úkor své vnitřní energie nebo tepla přijatého od okolí, druhá věta nám říká kolik tepla přijatého od okolí můţe soustava na práci přeměnit Druhá věta termodynamická zavádí stavovou veličinu jménem entropie (S) :

ΔS = ΔQ/T • uvedená rovnice platí pouze pro vratné děje • entropie je mírou neuspořádanosti soustavy • se vzrůstem neuspořádanosti soustavy vzrůstá i její entropie Samovolné děje lze charakterizovat zvýšením entropie a neuspořádanosti vznikajícího stavu vzhledem ke stavu výchozímu

Gibbsova energie Maximální (vratná) práce jiná neţ objemová, kterou soustava při konstantní teplotě a tlaku přijme (odevzdá) je rovna vzrůstu (poklesu) její Gibbsovy energie (G)

dG  dU  pdV  TdS  dH  TdS Je to stavová veličina vyjadřující vztah mezi entalpií a entropií za izotermně-izobarických podmínek (spojení 1. a 2. věty termodynamické)

Proč některé reakce probíhají samovolně a jiné nikoliv Samovolné děje směřují k větší neuspořádanosti soustavy. Mírou neuspořádanosti soustavy je stavová funkce entropie S. Čím je soustava neuspořádanější, tím má vyšší entropii, platí tedy S > 0. Samovolnost chemických reakcí probíhajících za konstantního tlaku a teploty tedy závisí na reakčním teple a změně entropie podle vztahu:

G = H – T S

G = Gibbsova energie

Je-li G < 0, reakce se nazývají exergonické a probíhají samovolně. Je-li G > 0, reakce se nazývají endergonické a neprobíhají samovolně.

a) Exotermické rozkladné reakce (H < 0, S > 0) G < 0 probíhají vţdy samovolně 2 H2O2 (l)  2 H2O (l) + O2 (g) b) Exotermické skladné reakce (H < 0, S < 0) G < 0 jestliţe  H  > T. S  T 3 H2 (g) + N2 (g)  2 NH3 (g) c) Endotermické rozkladné reakce (H > 0, S > 0) G < 0 jestliţe  H  <T. S  T CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g) d) Endotermické syntézy (H > 0, S < 0) G > 0 nikdy neprobíhají samovolně N2 (g) + 2 O2(g)  2 NO2 (g)

Kinetika chemických reakcí (s. 28) Chemická kinetika studuje rychlost chemických reakcí a podmínky, které ji ovlivňují (koncentrace výchozích látek, teplota, katalyzátory).

Teorie aktivních sráţek Pro uskutečnění chemické reakce je nutná účinná sráţka mezi molekulami reagujících látek. Podmínky účinné sráţky: • aktivační energie • příznivá orientace reagujících částic

CO + NO2  CO2 + NO

Teorie aktivovaného komplexu Aktivovaný komplex je útvar, ve kterém staré vazby ještě zcela nezanikly a nové se ještě nestabilizovaly.

Rychlost chemické reakce Pro obecnou rovnici aA + bB → cC + dD je reakční rychlost dána vztahy: v 

1 [A] 1  [ B ] 1  [C ] 1  [ D ]    a t b t c t d t

[mol.dm-3.s-1]

[A], [B], [C], [D] – molární koncentrace jednotlivých látek (mol.dm-3)

Vliv koncentrace na rychlost chemické reakce Pro rychlost reakce aA + bB → cC + dD platí vztah:

v = k [A][B]

kinetická rovnice

k = rychlostní konstanta (závislá pouze na teplotě) [A], [B] = rovnováţné koncentrace látek A a B , = exponenty, které je třeba určit experimentálně Součet exponentů  +  udává řád reakce. Př. 1: Určete řád reakce: H2 + Br2 → 2 HBr

v = k [Br2] [H2]2

Př. 2: Z uvedených experimentálních údajů odvoďte kinetickou rovnici reakce.

v ~ [H2] v ~ [NO]2 v = k [H2] [NO]2

Vliv teploty na rychlost chemické reakce Van´t Hoffovo pravidlo Zvýšením teploty o 10 ºC se rychlost reakce zvýší 2–4krát. Arrheniova rovnice

k = A e-E/RT k – rychlostní konstanta A – frekvenční faktor e – základ přirozených logaritmů E – aktivační energie R – univerzální plynová konstanta

Vliv katalyzátoru na rychlost chemické reakce Katalyzátory jsou látky, které jiţ v nepatrném mnoţství ovlivňují značně rychlost reakce. a) pozitivní – urychlují chemické reakce b) negativní – zpomalují chemické reakce Vliv pozitivního katalyzátoru nekatalyzovaná reakce A + B → AB katalyzovaná reakce

A + K → AK AK + B → AB + K

1. Účinek katalyzátoru spočívá ve sniţování aktivační energie. 2. Katalyzátor se účastní tvorby aktivovaného komplexu. 3. V průběhu reakce vzniká meziprodukt reaktantu s katalyzátorem. 4. Po reakci je katalyzátor regenerován v nezměněné formě.

katalýza a) homogenní b) heterogenní

Chemická rovnováha Uvaţujme reakci: H2 + I2  2 HI

Chemické reakce neprobíhají do úplného vymizení výchozích látek. Po určité době se rychlosti přímé a zpětné reakce vyrovnají a v reakční směsi se jiţ nemění koncentrace výchozích látek a produktů. Tento stav se nazývá chemická rovnováha. Pro chemickou reakci aA + bB  cC + dD platí vztah:

[A], [B], [C], [D] – rovnováţné koncentrace výchozích látek a produktů KC – rovnováţná konstanta Tento vztah se nazývá zákon Guldberg-Waageův.

Je-li K > 1, v rovnováţné směsi převaţují produkty. Je-li K < 1, v rovnováţné směsi převaţují výchozí látky. Př. Vypočítejte rovnováţnou konstantu reakce N2 + 3 H2  2 NH3 jsou-li rovnováţné koncentrace [H2] = 0,575 mol dm-3, [N2] = 0,425 mol dm-3, [NH3] = 0,150 mol dm-3. Určete, zda v reakční směsi převaţují produkty nebo výchozí látky. K = [NH3]2/([N2] . [H2]3) K = 0,1502/(0,425 . 0,5753) = 0,278

Pro reakce plynů lze rovnováţné sloţení vyjádřit i parciálními tlaky Kp = (pNH3)2/[(pN2) (pH2)3]

Princip akce a reakce Porušení rovnováhy vnějším zásahem (akcí) vyvolá děj (reakci) směřující ke zrušení účinku tohoto vnějšího zásahu (Le Chatelier, Braun). a) přidání výchozí látky  zvětšení koncentrace produktů přidání produktu  zvětšení koncentrace výchozích látek b) zvýšení teploty  zvětšení koncentrace ve směru endotermické reakce sníţení teploty  zvětšení koncentrace ve směru exotermické reakce

c) zvětšení tlaku  zvětšení koncentrace ve směru menšího počtu plynných částic zmenšení tlaku  zvětšení koncentrace ve směru většího počtu plynných částic

Př. 1: Při výrobě vodního plynu se ustaví rovnováha: CO2 + H2  CO + H2O H = -41,2 kJ mol-1 Určete, jak se změní sloţení rovnováţné směsi při zvýšení koncentrace vodíku a při zvýšení teploty.

Př. 2: Určete jakým vnějším zásahem by bylo moţné zefektivnit výrobu methanolu. CO(g) + 2 H2(g)  CH3OH(g) H = -91 kJ mol-1

Acidobazické rovnováhy Arrheniova teorie Kyseliny – látky schopné ve vodných roztocích odštěpit vodíkový kation H+. HCl  H+ + ClZásady jsou látky schopné ve vodných roztocích poskytovat anionty OH-. KOH  K+ + OHVzájemná reakce mezi kyselinou a zásadou se nazývá neutralizace. Produktem neutralizace je voda a sůl dané kyseliny. KOH + HCl  KCl + H2O

Teorie Brönsteda a Lowryho Kyselina je částice, která je schopná odštěpit proton. Zásada je částice, která je schopná proton vázat

1. Aby látka mohla být kyselinou, musí být v reakční směsi přítomna dostatečně silná zásada a naopak. 2. Kyselina se po odevzdání protonu změní v konjugovanou zásadu. Tato dvojice látek, které se liší o jeden proton se nazývá konjugovaný pár.

3. Určitá látka můţe být v jedné reakci kyselinou, v jiné reakci zásadou. Takové látky nazýváme amfolyty nebo amfoterní (obojaké).

Lewisova teorie Kyselina je látka s volným orbitalem, který můţe být akceptorem elektronového páru. Např. BCl3, AlCl3, H+,Co3+. Zásada je látka s volným elektronovým párem, je tedy donorem elektronového páru. Např. NH3, H2O.

Síla kyselin a zásad Kyselina je tím silnější, čím snadněji odštěpí proton, zásada je tím silnější, čím snadněji proton váţe. Pro kvantitativní popis síly kyseliny se pouţívá disociační konstanta kyseliny (konstanta acidity) KA HB + H2O  H3O+ + BKA = [H3O+].[B-] / [HB] silné kyseliny slabé kyseliny velmi slabé kyseliny

KA > 10-2 (H2SO4, HNO3, HCl) 10-2 > KA > 10-9 (H2CO3, HNO2) KA < 10-9 (HClO, H3BO3)

Pro kvantitativní posouzení síly zásad se pouţívá disociační konstanta zásady (konstanta bazicity) KB B + H2O  HB+ + OHKB = [HB+].[OH-] / [B]

Iontový součin vody Měřením elektrické vodivosti vody bylo zjištěno, ţe v 10 000 000 (=107) litrech čisté vody je obsaţen 1 mol aniontů OH - a jeden mol kationtů H3O+.

[H3O+] = [OH-] = 1.10-7 mol dm-3 To vysvětluje autoprotolýza vody. H2O + H2O  H3O+ + OH-

K = [H3O+].[OH-] / [H2O]2 K. [H2O]2 = Kv

Kv = [H3O+].[OH-] = 1.10-14

iontový součin vody

Součin molárních koncentrací iontů H3O+ a OH- se nazývá iontový součin vody a je za určité teploty konstantní. 1. V čisté vodě platí [H3O+] = [OH-]. Říkáme, ţe čistá voda je neutrální. Rovněţ roztoky, ve kterých platí [H3O+] = [OH-], označujeme jako neutrální. 2. Zvýšením koncentrace iontů H3O+ se sníţí koncentrace iontů OH- a naopak. 3. Roztoky, ve kterých [H3O+] > [OH-], se označují jako kyselé. 4. Roztoky, ve kterých [H3O+] < [OH-], jsou zásadité. Pro vyjádření kyselosti nebo zásaditosti roztoků se pouţívá pH.

pH = –log [H3O+]

pH + pOH = 14

Př. 1: Jaké je pH roztoku, ve kterém [H3O+] = 1.10-6 mol dm-3? Př. 2: Jaké je pH čisté vody? Př. 3: Jaké je pH roztoku, ve kterém [OH-] = 1.10-8 mol dm-3? Př. 4: Jaké je pH 0,0001M roztoku silné jednosytné kyseliny?

Př. 5: Jaké je pH 0,001M roztoku KOH? Př. 6: Vypočítejte pH vodného roztoku kyseliny octové, jejíţ koncentrace je 10-2 mol dm-3. KA = 1,74 . 10-5. [H3O+] = √KAc = 4,17 . 10-4 pH = -log (4,17 . 10-4) = 3,38

Hydrolýza solí Hydrolýza je reakce sloţek solí s vodou. 1. Kation silné zásady a anion silné kyseliny s vodou nereagují – roztok soli silné kyseliny a silné zásady (např. NaCl, KNO3) je neutrální. 2. Roztok soli slabé zásady a silné kyseliny (např. NH4Cl) reaguje kysele. NH4+ + Cl- + H2O  NH3 + Cl- + H3O+ 3. Roztok soli silné zásady a slabé kyseliny (např. CH3COONa) reaguje zásaditě. CH3COO- + Na+ + H2O  CH3COOH + Na+ + OH-

4. Roztok soli slabé zásady a slabé kyseliny reaguje přibliţně neutrálně (přesně závisí na poměru jejich disociačních konstant).

Rovnováha v redoxních reakcích Elektrochemie Oxidace – odevzdávání elektronů. Redukce – přijímání elektronů. Látka, která vyvolá oxidaci jiné látky (a sama se při tom redukuje) se nazývá oxidační činidlo. Látka, která vyvolá redukci jiné látky (a sama se při tom oxiduje) se nazývá redukční činidlo.

Galvanický článek - mění chemickou energii v elektrickou - obráceným procesem je elektrolýza

Galvanický článek - mění chemickou energii v elektrickou - obráceným procesem je elektrolýza

Standardní redukční potenciál

Galvanické články Daniellův článek

standardní vodíková elektroda

standardní potenciály kovů

řada napětí kovů

Li Na Al Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Cu Ag Hg Au 1. Kov leţící v řadě napětí kovů vlevo je schopen redukovat kation kovu, který leţí od něj vpravo. Cu + ZnSO4  Zn + CuSO4  Cu + ZnSO4

2. Všechny kovy vlevo od vodíku reagují s kyselinami za uvolnění vodíku. 3. Kovy za vodíkem reagují pouze s kyselinami, které mají oxidační účinky (kovy ušlechtilé).

standardní oxidačněredukční potenciály

Elektrolýza

Elektrolýza

Anoda je elektroda, na které dochází k oxidaci: anodická oxidace Cl- - e-  Cl0

katodická redukce: Cu2+ + 2e-  Cu0

Srovnání elektrolýzy a galvanického článku

Chemické zdroje proudu •

Suchý článek Zn | NH4Cl | MnO2 | C (EMN 1,5 V) anoda (-) Zn  Zn2+ + 2e-

Zn2+ + 2 NH4Cl + 2 OH-   [ Zn(NH3)2Cl2] + 2 H2O katoda (+) 2 MnO2 + 2 H2O + 2 e-   2 MnO(OH) + 2 OH-

•

Olověný akumulátor

Pb | H2SO4 | PbO2 (EMN 2,7 V) nabíjení katoda (-): PbII (PbSO4) + 2e-  Pb0

anoda (+): PbII – 2e-  PbIV (PbO2)

vybíjení anoda (-): Pb0 – 2e-  PbII (PbSO4)

katoda (-): PbIV + 2e-  PbII (PbSO4)

2 PbSO4 + 2 H2O  Pb + PbO2 + H2SO4

• Alkalické akumulátory Fe +2 Ni(OH)3  Fe(OH)2 + 2 Ni(OH)2 Fe | KOH | Ni(OH)3 (EMN 1,2) •

podobně i Ni-Cd články

-

Skupenské stavy velikost soudržných sil

stupeň uspořádanosti tuhnutí

kondenzace plyny

vypařování

kapaliny

desublimace sublimace

tání

pevné látky

Plyny Zákon Boyleův-Mariottův Je-li teplota plynu konstantní (děj izotermický), platí vztah: p1V1 = p2V2 Zákon Gay-Lussacův Je-li tlak plynu konstantní (děj izobarický), objem je přímo úměrný termodynamické teplotě. V1/T1 = V2/T2

Zákon Charlesův Je-li objem plynu konstantní (děj izochorický), tlak je přímo úměrný termodynamické teplotě. p1/T1 = p2/T2

Stavová rovnice ideálního plynu

pV = nRT

n = m/M

R = 8,314 JK-1 mol-1

Daltonův zákon Součet parciálních tlaků všech sloţek plynné směsi se rovná celkovému tlaku této směsi. (Parciální tlak je tlak, který by daný plyn měl, kdyby při stejné teplotě vyplňoval celý objem směsi sám.) p = p1 + p2 + p3 + p4 ... Př.1: Pneumatika osobního automobilu je při 20 °C nahuštěna na tlak 190 kPa. Jak se změní tlak v pneumatice při jejím zahřátí na 40 °C za předpokladu, ţe její objem je konstantní ? Př. 2: Kolikrát se zvětší objem 22,4 dm3 vodíku při jeho ohřátí z 10°C na 100°C za předpokladu stálého tlaku ?

Př. 3: Vypočtěte objem 11 molů ideálního plynu při teplotě -10 °C a tlaku 80 kPa. pV = nRT V = nRT/p = (11 mol . 8,314 N.m.K-1mol-1 . 263 K)/80 000 N.m2 V = 0,3 m3 Př. Vypočtěte hmotnost 1 m3 vzduchu za tlaku 1,5 . 105 Pa a teploty 17 C, je-li průměrná molární hmotnost vzduchu 28,964 . 10-3 kg mol-1. pV = mRT/M m = pVM/RT m = (1,5 . 105 N.m-2 . 1 m3 28,964 . 10-3 kg.mol-1)/8,314 N.m mol-1 K-1 290 K m = 1,802 kg

Kapaliny Viskozita kapalin: • charakteristickou vlastností kapalin je jejich tok • vnitřní tření kapalin je charakterizováno veličinou zvanou viskozita – čím je viskozita vyšší, tím kapalina hůř teče – viskozita závisí hlavně na vlastnostech kapalin a na teplotě; s rostoucí teplotou viskozita zpravidla klesá

Kapaliny Povrchové napětí: • silové působení částic v objemu kapaliny je navzájem vykompenzováno obklopujícími částicemi • jinak je tomu ale na povrchu (fázovém rozhraní), kde jsou částice přitahovány jen z jedné strany; důsledkem toho je snaha kapaliny zaujmout při daném objemu co nejmenší povrch • tomu odpovídá kulový tvar, který je v případě kapky deformován odporem vzduchu • povrch kapky je ve skutečnosti fázovým rozhraním mezi kapalinou a plynem (nejčastěji vzduchem), kapalinou a pevnou látkou (např. stěnou nádoby) nebo dvěma nemísitelnými kapalinami (např. olej a voda)

Kapaliny Mezifázová napětí: • pokud na fázovém rozhraní kapaliny a plynu nedochází k chemickým reakcím je povrchové napětí nezávislé na povaze či vlastnostech plynu (působení plynu je zanedbatelné) • je-li však kapalina ve styku s tuhou látkou či jinou kapalinu (se kterou se nemísí), projevuje se značné působení také povrchu druhé fáze • napětí mezi takovými povrchy se označují jako mezifázová napětí a závisí na povaze a vlastnostech obou stýkajících se fází • povrchové (mezifázové) napětí je pro určité aplikace záměrně ovlivňováno – např. přídavek tzv. povrchově aktivní látky do kapaliny způsobí jeho sníţení tím, ţe tyto látky se hromadí v povrchové vrstvě kapaliny a mění tím její sloţení – další moţností je úprava povrchu pevné látky stýkající se s kapalinou (např. antiadhézní povrchy pánví)

Kapaliny Úhel smáčení • jestliţe umístíme kapku kapaliny na povrch pevné látky, zaujme kapka tvar závislý na vlastnostech vzniklého mezifázového rozhraní (tj. vlastnostech povrchů obou fází) • mírou smáčení (či rozestírání) kapaliny na pevném povrchu je tzv. úhel smáčení

Pevné látky Látky amorfní • vyznačují uspořádanou strukturou pouze na krátkou vzdálenost, takţe se navenek jeví jako beztvaré Látky krystalické • se vyznačují vysoce uspořádanou strukturou • pravidelnost vnitřní stavby se projevuje navenek pravidelností geometrického tvaru tuhých látek, souměrností a zároveň nestejnými fyzikálními vlastnostmi v různých směrech geometrického tvaru

Pevné látky Krystalografické soustavy: • • • • • •

trojklonná jednoklonná kosočtverečná čtverečná trigonální šesterečná a krychlová

Polymorfie Některé pevné látky existují ve více různých modifikacích s rozdílnou krystalickou strukturou (např. grafit a diamant)

Fázové rovnováhy Oblasti stability jednotlivých fází, podmínky skupenských a modifikačních přeměn látek lze vyjádřit pomocí tzv. fázových diagramů Fázové diagramy jsou grafickou podobou tabelárních údajů jako teploty tání, varu a sublimace v závislosti na teplotě, tlaku či sloţení.

Fázové rovnováhy Základním pravidlem pro fázové přeměny je tzv. Gibbsův fázový zákon, který říká, ţe počet stupňů volnosti v je roven součtu počtu sloţek s a počtu nezávislých proměnných n umenšeného o počet fází f.

v sn f • počet nezávislých proměnných je obvykle roven dvěma (n = 2), coţ je teplota a tlak.

Fázové rovnováhy

Disperzní soustavy Směsi dvou nebo více látek. 1. Hrubé disperze – heterogenní směsi, u nichţ velikost rozptýlených částic je větší neţ 10-7 m (mlha, kouř, pěna, emulze, suspenze).

2. Koloidní disperze (nepravé roztoky) – velikost rozptýlených částic leţí v rozmezí 10-9–10-7 m (roztok bílku ve vodě). 3. Pravé roztoky – homogenní směsi, u nichţ velikost rozptýlených částic je menší neţ 10-9 m.

Roztoky Roztok je homogenní směs rozpouštědla a rozpuštěné látky, přičemţ za rozpouštědlo je povaţována látka, která je v soustavě v nadbytku. Rozpouštění je promísení molekul nebo iontů rozpouštěné látky a rozpouštědla.

Dělení roztoků 1. a) pevné b) kapalné c) plynné

2. a) neelektrolyty b) slabé elektrolyty c) silné elektrolyty

Sloţení roztoků 1. Látky neomezeně mísitelné 2. Látky omezeně mísitelné a) roztoky nenasycené b) roztoky nasycené 3. Látky nemísitelné

Koncentrace roztoků Hmotnostní zlomek w

wA = mA/(mA + mr) mA – hmotnost látky A mr – hmotnost rozpouštědla Př. 1: Jaký je hmotnostní zlomek chloridu sodného, který vznikl rozpuštěním 15 g NaCl v 65 g vody. wNaCl = mNaCl/(mNaCl + mvody) wNaCl = 15/(15 + 65) = 0,19 = 19 % Př. 2. Kolik gramů bromidu draselného je rozpuštěno v 70 g vody, je-li hmotnostní zlomek KBr v tomto roztoku 0,15. wKBr = mKBr/(mKBr + mH2O) 0,15 = x/(x + 0,70) x = 12,4 g

Př. 3: Kolik gramů NaNO3 je zapotřebí na přípravu 2,5 dm3 10% roztoku NaNO3 o hustotě 1,0674 g/cm3?

Objemový zlomek

A = VA/(VA + Vr) Př. : 500 cm3 vodného roztoku ethanolu obsahuje 200 cm 3 ethanolu. Jaká je koncentrace ethanolu vyjádřená v objemových procentech? eth = Veth/(VA + Vr) eth = 200/500 = 0,4 = 40 obj. %

Molární koncentrace cA = nA/VR

[mol.dm-3]

nA = mA/MA

1 mol.dm-3 = 1 M

Př. 1: Jaká je molární koncentrace roztoku NaCl, který obsahuje v 1 dm3 125 g NaCl. M(NaCl) = 58,44 g mol-1. cNaCl = mNaCl/(MNaCl . VR)= 125 g/(58,44 g mol-1 . 1 dm3)

cNaCl = 2,14 mol dm-3 Př. 2: Kolik gramů chloridu sodného je obsaţeno ve 420 ml jeho 1,8M roztoku? Př. 3: Kolik ml 0,5M roztoku NaOH lze připravit z 60 g této látky? M(NaOH) = 40,0 g mol-1.

Ředění roztoků zřeďovací (směšovací) rovnice

m1w1 + m2w2 = (m1 + m2)w a)

smíchání dvou roztoků o různé koncentraci m1w1 + m2w2 = (m1 + m2)w

b)

přidání nebo odebrání rozpouštědla m1w1 + m2.0 = (m1 + m2)w

c)

přidání nebo odebrání látky m1w1 + m2.1 = (m1 + m2)w

Př. : Kolik cm3 50% kyseliny dusičné ( = 1,310 g cm-3) je potřeba pro přípravu 450 cm3 jejího 10% roztoku ( = 1,054 g cm-3)?

Výpočty z chemických vzorců Př. 1: Vypočítejte hmotnostní zlomek vodíku ve vodě. M(H2O) = 18,02 g mol-1, M(H) = 1,01 g mol-1 18,02 g H2O ...............2,02 g H w (H) = m(H)/m(H2O) = 2,02 g/18,02 g = 0,112 = 11,2 %

Př. 2: Vypočítejte hmotnostní zlomek vody v heptahydrátu siřičitanu sodného. M (Na2SO3 . 7H2O) = 252,15 g mol-1, M(H2O) = 18,02 g mol-1 252,15 g Na2SO3 . 7H2O ..................7 . 18,02 g H2O w (H2O) = 126,14/252,15 = 0,50 = 50 % Př. 3: Kolik gramů sodíku je obsaţeno v 1000 g sulfidu sodného. M(Na2S) = 78,04 g mol-1, M(Na) = 22,99 g mol-1 78,04 g Na2S ............... 2 . 22,99 g Na 1000 g Na2S ................ x g Na x = 589,18 g Na

Př. 4: V kolika gramech vody je obsaţeno 10 g vodíku? M(H2O) = 18,02 g mol-1, M(H) = 1,01 g mol-1 2,02 g H ........................ 18,02 g H2O 10 g H ........................... x g H2O x = 89,2 g H2O

ZÁKLADY ANORGANICKÉ CHEMIE Anorganická chemie je věda o vzniku, sloţení, struktuře, vlastnostech a pouţití anorganických látek Anorganické látky jsou všechny chemické prvky a jejich sloučeniny, vyjma většiny sloučenin uhlíku. Podle základních vlastností se prvky dělí na: • kovy • nekovy • polokovy

Kovy • v periodické tabulce je jich nejvíce (5/6) • typické vlastnosti: – – – – –

kovový lesk neprůhlednost kujnost a taţnost dobrá elektrická (s rostoucí teplotou klesající) tepelná vodivost

Charakteristická kovová vazba a krystalová struktura kubická (plošně nebo tělesně centrovaná) nebo hexagonální. Všechny kovy jsou za normálních podmínek pevné látky kromě rtuti, která je kapalná.

Nekovy • v pravé části periodické tabulky (p-prvky) • typické vlastnosti – malá elektrická a tepelná vodivost – absence kovového lesku

Pro nekovy je charakteristická kovalentní vazba, silně elektronegativní prvky (fluor, kyslík a dusík) tvoří často také vodíkové můstky. Za normálních podmínek se u nekovů setkáme se všemi skupenstvími: – plynné: N, O, F, Cl, H a vzácné plyny – kapalné: Br – ostatní nekovy jsou pevné

Pro plynné prvky je charakteristická tvorba biatomických molekul (vyjma vzácných plynů, které jsou monoatomické)

Polokovy • tvoří neostrou hranici mezi kovy a nekovy • mají vlastnosti některé vlastnosti kovů i nekovů • typické vlastnosti: – křehkost – malá vodivost (roste s teplotou)

Nekovy - vodík • lehký vodík (protium) • těţký vodík (deuterium) • radioaktivní tritium

H D T

V přírodě se vodík vyskytuje jako vázaný ve vodě a v celé řadě organických sloučenin. Ve vesmíru je to nejrozšířenější a na Zemi devátý nejrozšířenější prvek. • bezbarvý plyn • bez chuti a zápachu • slučuje se téměř se všemi prvky s výjimkou vzácných plynů některých přechodných kovů • atomární vodík je nestálý, vytváří biatomické molekuly H 2

a

• laboratorní příprava - reakcí neušlechtilých kovů s vodnými roztoky kyselin • průmyslová výroba - nejčastěji vedením vodní páry přes rozţhavený koks v generátorech za vzniku tzv. vodního plynu. Přeměna (konverze) reakčních produktů dává po oddělení oxidu uhličitého směs velmi bohatou na vodík • v tlakových lahvích s levotočivým závitem, označených červeným pruhem

Nekovy – vodík – voda • nejrozšířenější a nejvýznamnější sloučenina vodíku • vyskytuje se ve třech skupenstvích: vodní pára, kapalná voda, led • významné polární rozpouštědlo a reakční prostředí při mnoha reakcích • za normální teploty bezbarvá kapalina, bez chuti a zápachu • teplota tání a varu (0 °C a 100 °C) tvoří základní hodnoty Celsiovy teplotní stupnice – tyto poměrně vysoké teploty tání a varu ve srovnání se sulfanem a kovalentními hydridy sousedních skupin jsou důsledkem vodíkových můstků (vazeb), které vznikají v kapalné vodě mezi molekulami H2O (podobně také u amoniaku a fluorovodíku)

Nekovy – vodík – voda Tvrdost vody • způsobují některé vápenaté a hořečnaté soli, je příčinou vzniku usazenin, tzv. vodního kamene • tvrdost můţe být přechodná nebo trvalá – přechodná tvrdost – způsobují ji hydrogenuhličitany, které lze odstranit varem (hydrogenuhličitan přechází za vyšší teploty na nerozpustný uhličitan)

Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O – trvalá tvrdost – způsobují sírany, které lze odstranit přidáním uhličitanu sodného – tzv. změkčování vody (vzniknou nerozpustné uhličitany)

MgSO4 + Na2CO3 → MgCO3 + Na2SO4

Nekovy – vodík – voda Hydráty • krystalické látky (zejména anorganické soli a minerály) obsahující ve svých strukturách vázané molekuly vody • vznikají obvykle krystalizací příslušných solí z vodných roztoků, některé hydráty vznikají pohlcováním vzdušné vlhkosti bezvodou solí • příklady hydrátů: – – – –

CuSO4.5H2O KAl(SO4)2.12H2O CaSO4.2H2O Na2CO3.10H2O

skalice modrá kamenec sádrovec soda

Hygroskopické látky - pohlcují ze vzduchu vodu, pouţívají se často jako sušidla (např. NaOH, KOH, CaCl2)

Nekovy – vzácné plyny • helium, neon, argon, krypton, xenon a radon • vlastnosti: – v přírodě se vyskytují výhradně v elementárním stavu – jsou obsaţeny ve vzduchu ve velmi malé koncentraci, pouze zastoupení argonu je výraznější (necelé 1 %) – velmi lehké helium je obsaţeno v některých loţiskách zemního plynu, jinak je druhým nejrozšířenějším prvkem vesmíru – helium má při velmi nízkých teplotách (-270 °C) pozoruhodné vlastnosti: – supravodivost – supratekutost

• výroba - destilace zkapalněného vzduchu (argon) • pouţití - ochranné plyny, náplně do výbojek a laserových trubic, He jako náplň balonů (bezpečnější neţ dříve pouţívaný vodík), Rn pro léčebné účely

Nekovy – halogeny • fluor, chlor, brom, jod a astat • vlastnosti: – nazelenalý fluor a ţlutozelený chlor jsou plyny, hnědočervený brom je těkavá kapalina a fialověčerný jod je pevná látka, která snadno sublimuje – velké elektronegativity (největší elektronegativitu ze všech prvků má fluor, je proto velmi silným oxidačním činidlem) – velmi reaktivní, v elementární formě vytvářejí biatomické molekuly, slučují se s většinou kovů i nekovů na halogenidy, s vodíkem vznikají halogenovodíky – halogeny jsou jedovaté (součásti BCHL)

• pouţití: – významnou surovinou při výrobě anorganických i organických látek – Cl při výrobě plastů (PVC), insekticidů, kyseliny chlorovodíkové nebo jako bělicí a dezinfekční prostředek – 5% ethanolový roztok jodu – jodová tinktura – slouţí k ošetření malých povrchových zranění

Nekovy – halogeny • Významné sloučeniny: • Fluorovodíková kyselina - HF – patří mezi středně silné kyseliny, leptá sklo, a proto se přechovává v plastových nádobách

• Chlorovodíková kyselina (kyselina solná) - HCl – silná kyselina, velmi pouţívaná v laboratořích a chemickém průmyslu

• Kyselina chlorná (HClO) a její soli chlornany – bělicí a dezinfekční činidla

• Soli kyseliny chlorečné (HClO3) – chlorečnany – k výrobě třaskavin a zápalek

• Kyselina chloristá (HClO4) – je jednou z nejsilnějších kyselin, ve styku s organickými látkami se explozivně rozkládá

Nekovy – kyslík • bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, zkapalněný má namodralou barvu • v plynném stavu se nachází ve vzduchu (21 obj.%) • nejrozšířenější prvek na Zemi • atomární kyslík je nestálý, vytváří biatomické molekuly O 2. • triatomická molekula je ozon O3 – – – –

vzniká v ovzduší účinkem blesků nebo UV zářením vyznačuje se charakteristickým zápachem ve vyšších koncentracích je jedovatý snadno se rozkládá – uvolňuje atomární kyslík – má oxidační účinky – slouţí k dezinfekci vzduchu i vody – pohlcuje UV záření - vytváří nad povrchem Země vrstvu, která organismy před UV zářením chrání.

Reakce látek s kyslíkem se nazývá oxidace. Prudká reakce s kyslíkem doprovázená tepelným a světelným zářením je hoření.

Nekovy – kyslík • výroba: – se destilací zkapalněného vzduchu a dodává se v tlakových nádobách označených modrým pruhem.

• pouţití: – – – –

výroba ţeleza a oceli sváření a řezání kovů ve sklářství kapalný kyslík se pouţívá při výrobě třaskavin a směsí pro raketové motory

• OXIDY: – – – – –

kyslík reaguje přímo s celou řadou prvků za vzniku oxidů kyselinotvorné oxidy (např. oxid uhličitý – CO2, oxid sírový – SO3) zásadotvorné oxidy (např. oxid vápenatý – CaO) amfoterní oxidy (např. oxid zinečnatý – ZnO, oxid hlinitý – Al2O3) inertní oxidy - s vodou nereagují (např. oxid dusný – N2O, oxid uhelnatý – CO).

• peroxidy – obsahující kovalentně vázané dva atomy kyslíku – peroxid vodíku H2O2 je kapalina dobře mísitelná s vodou, snadno se rozkládá na vodu a kyslík (má oxidační účinky, pouţívá se jako dezinfekční a bělicí prostředek)

Nekovy – síra • velké mnoţství síry se nachází v zemské kůře ve volném stavu • síra je ţlutá látka, vyskytuje se v různých alotropických modifikacích, nejčastěji jako kosočtverečná nebo jednoklonná. • síra je nerozpustná ve vodě, dobře rozpustná je v nepolárních rozpouštědlech, např. v sirouhlíku (CS 2) • pouţítí: – k vulkanizaci kaučuku, při výrobě zápalek, střelného prachu, prostředků proti škůdcům – je to základní surovina pro výrobu kyseliny sírové, sirouhlíku apod.

Nekovy – síra • Sulfan (dříve sirovodík) – H2S – jedovatý plyn, zápachem připomíná zkaţená vejce, má redukční účinky

• Oxid siřičitý – SO2 – bezbarvý plyn, dráţdící dýchací cesty – vzniká spalováním síry a praţením sulfidů, takţe se jako neţádoucí sloţka dostává do ovzduší ve velkém mnoţství (např. při spalování uhlí) – má redukční účinky

• Kyselina sírová – H2SO4 – ze sloučenin síry má největší technický význam – silná kyselina, dobře se mísí s vodou – je silně hygroskopická, má silné dehydratační účinky – organické látky uhelnatějí – pouţívá se k výrobě průmyslových hnojiv, polymerů, jako elektrolyt do akumulátorů apod.

Nekovy – dusík • bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu • zaujímá v atmosféře 78 obj.% • tvoří biatomické molekuly, je málo rozpustný ve vodě, nehořlavý a hoření nepodporuje • Pouţití: – jako inertní ochranný plyn, zabraňující oxidaci látek (reaguje s většinou látek aţ při vysoké teplotě) – je to výchozí surovina při výrobě amoniaku a oxidu dusnatého

• Výroba: – destilací zkapalněného vzduchu – dodává se v ocelových lahvích označených zeleným pruhem

Nekovy – dusík Amoniak (dříve čpavek) – NH3 – bezbarvý, štiplavě páchnoucí plyn, dobře rozpustný ve vodě – pouţívá se jako kapalné hnojivo, k výrobě kyseliny dusičné a dusíkatých hnojiv.

Oxidy dusíku – mají oxidační číslo dusíku I aţ V – nejvýznamnější jsou oxid dusnatý NO a oxid dusičitý NO2 – jsou jedovaté, podílejí se na vzniku tzv. kyselých dešťů

Kyselina dusičná – HNO3 – silná kyselina, uchovává se v tmavých lahvích, protoţe působením světla se pomalu rozkládá – silné oxidační činidlo – oxiduje všechny kovy s výjimkou zlata a některých platinových kovů – ţelezo, chrom a hliník s koncentrovanou kyselinou nereagují – dochází k pasivaci kovu (na povrchu kovu se vytváří vrstvička oxidů) – pouţívá se především k výrobě hnojiv, výbušnin a v organických syntézách

Soli kyseliny dusičné, dusičnany – jsou většinou velmi dobře rozpustné ve vodě, zahřátím se rozkládají – jsou základní sloţkou četných průmyslových hnojiv (tzv. ledky - např. chilský ledek NaNO3) a výbušnin

Nekovy – fosfor • existuje v mnoha různých alotropických modifikacích – nejznámější jsou bílý fosfor (nejreaktivnější, na vzduchu nestálý, samozápalný, prudce jedovatý) – červený fosfor (poměrně stálý, nejedovatý, pouţívá se k výrobě zápalek) – černý fosfor (nejstálejší, kovový)

Oxid fosforečný – P2O5 – vzniká spalováním fosforu na vzduchu – je silně hygroskopický, pouţívá se jako sušidlo

Kyselina trihydrogenfosforečná – H3PO4 – středně silná kyselina, velmi stálá, nemá oxidační vlastnosti – pouţívá se k výrobě průmyslových hnojiv (superfosfát), na povrchovou úpravu kovů

Soli kyseliny trihydrogenfosforečné, fosforečnany – jsou ve vodě nerozpustné (kromě s-prvků), důleţité pro organismus (RNA, DNA, ATP). – změkčovadla, součást čisticích a pracích prostředků, při výrobě léčiv

Nekovy – uhlík • vyskytuje se jako elementární i ve sloučeninách • počtem svých sloučenin patří uhlík mezi prvky na druhé místo (za vodík) • schopnost vytvářet řetězce uhlíkových atomů, spojených jednou (C–C), dvěma (C=C) nebo třemi (CºC) kovalentními vazbami, je příčinou obrovského počtu organických sloučenin a vytvoření samostatného oddílu chemie – chemie organické. • dvě alotropické modifikace: – grafit (tuha) - má vrstevnatou strukturu (měkký), kovový lesk, vede elektrický proud – diamant - nejtvrdší přírodní látka, má největší bod tání ze všech prvků (kolem 4 000 °C), nejlepší známou tepelnou vodivost (elektricky nevodivý) a nejvyšší index lomu

• málo reaktivní, reaguje většinou aţ při vyšší teplotě

Nekovy – uhlík POUŢITÍ: – Koks a uhlí se pouţívají jako palivo, koks jako redukční činidlo při výrobě kovů z jejich oxidů – diamanty se pouţívají ve šperkařství (brilianty), syntetické i přírodní diamanty slouţí k opracování tvrdých materiálů – z grafitu se zhotovují elektrody, tavicí kelímky, tuţky; grafit slouţí jako mazadlo loţisek, moderátor do jaderných reaktorů – technický uhlík (saze) se pouţívá jako plnivo při výrobě pneumatik a plastů – aktivní uhlí (s velkým povrchem) slouţí k adsorpci plynných látek, v lékařství jako ţivočišné uhlí – v současnosti mají velký význam uhlíkatá vlákna, která výrazně zvyšují pevnosti četných kovových i nekovových materiálů

Nekovy – uhlík Sirouhlík – CS2 –

vzniká přímo z prvků při vyšší teplotě, je to jedovatá, snadno zápalná kapalina, pouţívá se jako nepolární rozpouštědlo

Kyanovodík – HCN – –

bezbarvá těkavá kapalina, zapáchající po hořkých mandlích prudce jedovatý

Karbidy – – – –

binární sloučeniny uhlíku s kovy a polokovy mají tvrdost a křehkost srovnatelnou s diamantem karbidy boru nebo křemíku se pouţívají jako brusiva nebo pro výrobu obráběcích součástek karbid vápenatý se rozkládá vodou (výroba acetylenu)

Oxid uhelnatý - CO – – – – –

bezbarvý plyn bez chuti a zápachu vzniká spalováním uhlíku za nedostatečného přístupu vzduchu je jedovatý (váţe se na krevní barvivo pevněji neţ kyslík) je sloţkou průmyslových plynů – generátorového a vodního plynu součást výfukových plynů spalovacích motorů

Nekovy – uhlík Oxid uhličitý – CO2 – – –

bezbarvý plyn, nakyslé chuti, bez zápachu, nehoří – působí dusivě, rozpustný ve vodě, málo reaktivní vzniká dokonalým spalováním uhlíku, při dýchání, kvašení, je produktem spalování kaţdé organické látky pouţívá se ve všech třech skupenstvích: jako pevný (suchý led) v mrazírnách, kapalný v hasicích přístrojích, plynný v potravinářství k sycení nápojů

Soli kyseliny uhličité – uhličitany – –

CaCO3 – vápenec – surovina pro výrobu cementu a vápna a odsiřování uhelných elektráren Na2CO3, NaHCO3 – soda – v potravinářství, ve sklářství…

Polokovy – bor •

• • • •

•

pevná látka, známá v několika alotropických modifikacích (krystalický šedočerný bor je velmi tvrdý) polokov, málo reaktivní, pouţívá se pro regulační tyče v jaderných reaktorech bor je schopen řetězit své atomy (jiným způsobem neţ uhlík), proto vytváří rozsáhlou skupinu sloučenin s vodíkem – borany borany slouţí jako palivo pro pohon raketových motorů boridy jsou sloučeniny kovů a boru (obdoba karbidů), většinou velmi tvrdé, s vysokým bodem tání, pouţívají se např. na obráběcí nástroje Kyselina trihydrogenboritá – H3BO3 –

–

•

velmi slabá kyselina, vodný roztok má dobré antiseptické účinky – borová voda dehydratací lze získat oxid boritý, který se pouţívá pro výrobu tepelně odolných skel do laboratoří i domácností

Borax – Na2B4O7.10H2O –

nejvýznamnější minerál boru, pouţití na smalty, glazury v keramice, pájení kovů

Polokovy – křemík • • • •

po kyslíku druhý nejrozšířenější prvek v zemské kůře málo reaktivní, slučuje se s ostatními prvky aţ za vysokých teplot, polovodivé vlastnosti schopnost řetězení, zvláště vazby –Si–O–Si– jsou obsaţené v křemičitanech a hlinitokřemičitanech Výroba: –

redukcí oxidu křemičitého uhlíkem:

SiO2 + 2 C → Si + 2 CO – –

pokud se pouţije navíc ţelezná ruda (ţelezný šrot), získá se tzv. technický křemík (ferrosilicium FeSi) velmi čistý křemík se získává např. redukcí chloridu křemičitého vodíkem při vysoké teplotě:

SiCl4 + 2 H2 → Si + 4 HCl •

Pouţití: – –

surový křemík se pouţívá v hutnictví k výrobě slitin a pro chemické výroby velmi čistý křemík je základním materiálem pro výrobu polovodičů a integrovaných obvodů

Polokovy – křemík •

Oxid křemičitý – SiO2 – – – –

•

pevná látka, má vysokou teplotu tání (1 723 °C) je odolný vůči vodě a kyselinám (s výjimkou HF) vyskytuje se ve třech základních modifikacích jako křemen, tridymit a cristobalit má řadu barevných odrůd díky příměsím (např. fialový ametyst, ţlutý citrín, růţový růţenín, hnědá záhněda), bezbarvý čirý křemen se nazývá křišťál

Silikagel –

–

pevná látka vzniklá vysušením rosolovitého gelu, který vznikl delším stáním roztoku kyseliny tetrahydrogenkřemičité H4SiO4 pouţívá se jako sušidlo (náplň exsikátorů)

Polokovy – křemík •

křemičitany, hlinitokřemičitany – – –

max. polovina atomů křemíku je nahrazena atomy hliníku nejvýznamnější sloučeniny křemíku s kyslíkem dělí se podle struktury na několik skupin: • • • •

křemičitany s ostrůvkovou strukturou (např. olivín, granát) křemičitany s řetězovou strukturou (např. spodumen, azbesty) křemičitany s vrstevnatou strukturou (např. kaolín, bentonit, mastek, slídy) hlinitokřemičitany s prostorovou strukturou (např. ţivce, zeolity, ultramaríny)

Polokovy – křemík Technicky významné sloučeniny křemíku: •

Sklo – –

vzniká tavením křemenného písku se směsí uhličitanů alkalických kovů a dalších přísad, ztuhnutím taveniny vzniká amorfní látka - sklo vlastnosti skla a jeho pouţití závisejí na chemickém sloţení skloviny a pouţitých přísadách: • • • • •

•

sodnovápenaté sklo je tzv. měkké (tabulové a lahvové), draselné sklo a křemenné sklo je tepelně odolné, chemické sklo a varné sklo obsahuje oxid boritý, olovnaté sklo do optických přístrojů a k výrobě broušeného skla, barevné sklo vzniká přídavkem oxidů kovů (FeO, Fe2O3, CuO) nebo prvků (Au, Se)

Vodní sklo – – –

vodný roztok křemičitanů alkalických kovů vyrábí se tavením písku s uhličitanem sodným nebo draselným Pouţívá se jako konzervační, tmelicí nebo impregnační prostředek

Polokovy – křemík Technicky významné sloučeniny křemíku: •

Jílová keramika, kameniny, stavební materiály – – – –

•

základní surovinou jsou jíly, hlíny a kaolín ze směsi těchto surovin a přísad se tvarují výrobky, které se vypalují (ztrácí vodu a slinují se) keramika na bázi jílových materiálů se dělí na porcelán, pórovinu, kameninu a cihlářské výrobky na porcelánové výrobky se nanáší vrstva glazury, která je chrání a zušlechťuje

Technická keramika – – – –

např. feritová a titaničitá keramika s významnými elektrotechnickými vlastnostmi lithná keramika s nízkou teplotní roztaţností ţáruvzdorná keramika pouţívající oxidy s vysokou teplotou tání (Al2O3, ZrO2, MgO, BeO) speciální keramika – karbidy, boridy, nitridy a silicidy

Polokovy – křemík Technicky významné sloučeniny křemíku: • Maltoviny – – –

chemie výroby cementu a pojiv je nejrozsáhlejší oblastí silikátové chemie cement (křemičitanový, portlandský) se získává pálením směsi vápence nebo vápna s křemičitany nebo hlinitokřemičitany (vápenatými) a rozemletím s vhodnými přísadami pro speciální účely (např. havarijní opravy betonových konstrukcí) se vyrábí hlinitanový cement, který má nízký obsah SiO2 - lze jej pouţívat za mírného mrazu, vyznačuje se odolností vůči síranovým a uhličitým vodám i odolností vůči zvýšeným a vysokým teplotám

Kovy Obecné metody přípravy kovů: • u přípravy či výroby kovů se jedná vţdy o redukční pochod (vyjma kovů, které se nacházejí jako ryzí) • kov se nachází ve sloučeninách na místě kationtu, takţe je třeba redukce pro jeho vyloučení: o 0 M n   redukovadl       M

Příklady: 1) redukce kovových oxidů při vyšších teplotách vodíkem, uhlíkem (nevznikají-li karbidy), hliníkem (aluminotermie) nebo hořčíkem Cr2O3 + 2 Al → 2 Cr + Al2O3 2) termický rozklad uhličitanů nebo praţení sulfidů, s následnou redukcí vzniklých oxidů uhlíkem ZnCO3 → ZnO + CO2 2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO + 2 SO2 ZnO + C → Zn + CO 3) elektrolýza tavenin halogenidů, oxidů nebo hydroxidů neušlechtilých kovů 4) elektrolýza roztoků solí ušlechtilých kovů (pouţití i k rafinaci a pokovování)

Kovy – alkalické kovy • kovy 1. skupiny – lithium, sodík, draslík, rubidium, cesium a francium • jsou svými chemickými a fyzikálními vlastnostmi typickými kovy, nejreaktivnější ze všech kovů • mají jeden valenční elektron, který snadno uvolňují, a proto patří mezi silná redukční činidla • velmi bouřlivě (aţ explozivně) reagují s vodou (kromě lithia) (proto se uchovávají v petroleji) • vyznačují se nejmenší elektronegativitou ze všech prvků • sodík a draslík patří k deseti nejrozšířenějším prvkům na Zemi • charakteristicky zbarvují nesvítivý plamen (lithium karmínově červeně, sodík ţlutě, draslík modrofialově, rubidium červenofialově, cesium modře) • sloučeniny alkalických kovů mají většinou iontový charakter a jsou většinou rozpustné ve vodě • sodík a lithium se vyrábějí elektrolýzou tavenin svých chloridů, draslík lze získávat např. destilací draslíku ze směs

Kovy – alkalické kovy Chlorid sodný - NaCl –

důleţitá součást potravy (kuchyňská sůl), důleţitá surovina pro výrobu sodíku a chloru, chlorovodíku, hydroxidu sodného, uhličitanu sodného

Chlorid draselný - KCl –

surovina pro výrobu draslíku, hydroxidu draselného, draselných solí

Hydroxid sodný NaOH a draselný KOH –

silné zásady, silně hygroskopické (pouţití jako vysoušedla), dobře rozpustné ve vodě za vývoje tepla. Absorbují oxid uhličitý:

KOH + CO2 → KHCO3 Uhličitan sodný (soda) – Na2CO3 –

krystaluje jako dekahydrát, dobře rozpustná ve vodě (minerální vody)

Hydrogenuhličitan sodný – NaHCO3 – – –

méně rozpustný ve vodě neţ soda rozkládá se kyselinami i teplem za vývoje oxidu uhličitého - do hasicích přístrojů – vodních i práškových v lékařství má upotřebení jako tzv. jedlá soda (neutralizuje ţaludeční kyseliny)

Dusičnan sodný NaNO3 a draselný KNO3 –

pouţívají se jako oxidovadla, hnojiva (tzv. ledky)

Kovy – kovy 2. skupiny PSP • • • • •

• • • •

prvky 2. skupiny periodické soustavy – Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra jsou méně reaktivní neţ alkalické kovy mají také vyšší teploty tání a hustoty, jsou tvrdší a křehké beryllium je amfoterní, podobá se svými vlastnostmi hliníku beryllium a hořčík mají rozdílné vlastnosti oproti zbývajícím kovům, které tvoří skupinu kovů alkalických zemin vápník a hořčík patří mezi deset nejrozšířenějších prvků v zemské kůře kovy alkalických zemin barví charakteristicky plamen výroba - převáţně elektrolýzou tavenin příslušných chloridů pouţití do speciálních slitin beryllium, hořčík pro lehké slitiny

Kovy – kovy 2. skupiny PSP Oxid hořečnatý – MgO –

má vysokou teplotu tání (2 800 °C)

Síran hořečnatý – MgSO4 –

obsaţen v minerálních vodách (má projímací účinky - tzv. hořká sůl)

Oxid vápenatý (pálené vápno) – CaO – – –

ze sloučenin vápníku je v největších objemech vyráběno vápno jeho pouţití ve stavebnictví je známo jiţ po staletí vyrábí se tepelným rozkladem vápence:

CaCO3 → CaO + CO2 Hydroxid vápenatý (hašené vápno) - Ca(OH)2 –

vzniká reakcí oxidu vápenatého s vodou (silně exotermická reakce):

CaO + H2O → Ca(OH)2 – – –

ve vodě je málo rozpustný pouţívá se ve stavebnictví k přípravě malty (směs hašeného vápna, písku a vody) ke tvrdnutí malty dochází působením oxidu uhličitého z ovzduší:

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O

Kovy – kovy 2. skupiny PSP Sírany kovů alkalických zemin – – –

velmi málo rozpustné ve vodě (Ca, Mg způsobují trvalou tvrdost vody) hemihydrát síranu vápenatého CaSO4.1/2H2O je znám jako sádra síran barnatý BaSO4 se pouţívá v lékařství (kontrastní látka při rtg. vyšetření)

Fosforečnany vápenaté – –

nacházejí se v přírodě jako nerozpustné kyselinou sírovou nebo fosforečnou se převádějí na dihydrogenfosforečnan, který je rozpustný ve vodě a pouţívá se jako hnojivo (superfosfát)

Kovy – Hliník • stříbrolesklý měkký kov s malou hustotou • výborný vodič tepla a elektřiny, kujný a taţný • odolný vůči korozi, na povrchu se pokrývá souvislou vrstvou oxidu hlinitého, která jej chrání před další oxidací. Odolnost se uměle zvyšuje tzv. eloxováním (anodická oxidace v kyselém prostředí) • hliník má velkou afinitu ke kyslíku, a toho se vyuţívá v aluminotermii –

Jedná se o schopnost hliníku vázat kyslík z oxidů kovů za vysoké teploty (reakce silně exotermická):

2 Al + Cr2O3 → Al2O3 + 2 Cr + Q –

aluminotermickou metodou se vyrábějí některé kovy (Cr, Mo, Mn, V).

Výroba: –

elektrolýzou taveniny směsi oxidu hlinitého (z bauxitu) a kryolitu (tavidlo, sniţuje teplotu tání)

Pouţití: – –

vodič elektrického proudu, pro výrobu uţitkových předmětů (nádobí), v obalové technice (alobal). vzhledem k nízké hustotě se jeho slitiny pouţívají jako konstrukční materiál, v automobilovém a leteckém průmyslu - nejznámější slitinou je dural (Al + Mg + Cu + Mn).

Kovy – Hliník Oxid hlinitý – Al2O3 – – – –

bílý, nerozpustný ve vodě vysoký bod tání (2050 °C) – ţáruvzdorné materiály velmi tvrdý (korund) – výroba brusných prostředků výroba umělých polodrahokamů (rubín, safír).

Hydroxid hlinitý - Al(OH)3 –

–

slabá zásada, málo rozpustný ve vodě, amfoterní (reaguje se silnými zásadami i s kyselinami) pouţívá se např. v antiperspirantech

Hlinitany a hlinitokřemičitany –

viz Si

Kovy – Cín • stříbrolesklý, měkký kov • taţný, kujný, odolný vůči korozi • pouţívá se na výrobu obalového materiálu (staniol), pocínování předmětů, k výrobě slitin (bronzy – Sn + Cu, liteřina – Sn + Sb + Pb) a jako pájecí kov (Sn + Pb) s nízkou teplotou tání • kovový cín se vyrábí redukcí SnO2 (minerál kassiterit) uhlíkem při vysoké teplotě

Kovy – Olovo • měkký a kujný kov • snadno vytváří slitiny, je reaktivnější neţ cín • odolný vůči korozi, velmi rychle se pokrývá na povrchu ochrannou vrstvou • vyrábí se praţením galenitu s následnou redukcí oxidu galenitem nebo oxidem uhelnatým: 2 PbS + 3 O2 → 2 PbO + 2 SO2 PbO + CO → Pb + CO2 • pouţívá se k výrobě slitin (tzv. měkké pájky), při výrobě akumulátorů, na ochranné štíty rtg. přístrojů (nepropouští rentgenové a radioaktivní záření) Oxid olovnatý - PbO –

pouţívá se ve sklářském průmyslu (olovnaté sklo)

Podvojný oxid diolovnato-olovičitý (minium, suřík) – Pb3O4 –

pouţívá se jako pigment k výrobě antikorozních barev

Chroman olovnatý – PbCrO4 –

nerozpustný ve vodě, slouţí jako barvivo – chromová ţluť

Kovy skupiny skandia • dříve prvky vzácných zemin – skandium, yttrium, lanthan, aktinium • jejich pouţití je málo významné – kamínky do zapalovače • za lanthanem a aktiniem následuje vţdy 14 prvků (zaplňují elektrony vnitřní orbitaly f, tzv. f-prvky) – lanthanoidy a aktinoidy Lanthanoidy • Velmi rozptýlené v minerálech, radioaktivní pouze promethium • obtíţně se oddělují, protoţe mají podobné chemické vlastnost • pouţívají se ve slitinách, optických materiálech, při výrobě barevných obrazovek, k barvení skla

Aktinoidy • Radioaktivní • v přírodě se vyskytuje thorium a uran; protaktinium, neptunium a plutonium ve stopách • ostatní prvky byly připraveny uměle jadernými reakcemi v urychlovačích nebo v jaderných reaktorech • uran a plutonium se pouţívají jako jaderné palivo nebo jako jaderná trhavina

Kovy skupiny titanu • titan, zirkonium, hafnium, rutherfordium • titan – – – –

nejvýznamnější výhodou je menší hustota, je pevnější a odolnější vůči korozi. pouţívá se do slitin (ferrotitan), jako přísada do oceli titan poskytuje slitiny, které se pevností a taţností vyrovnají nerezavějící oceli, předčí ji však odolností vůči korozi a jsou asi o 40 % lehčí neţ ocel

• oxid titaničitý TiO2 – –

jemně práškovaný slouţí jako pigment (titanová běloba) do nátěrových hmot a k potiskování tkanin fotokatalytické účinky

• zirkonium – –

kov velmi odolný vůči korozi z oxidu zirkoničitého ZrO2 se díky vysokému bodu tání zhotovují ţáruvzdorné kelímky

Kovy skupiny vanadu • vanad, niob i tantal • pouţívají se jako přísady do ocelí (vanadové oceli jsou velmi pevné) • tantal jako chemicky velmi odolný (tělové náhrady), jako část strojů a zařízení zvláště vystavených korozi. • oxid vanadičný V2O5 se pouţívá jako katalyzátor oxidace SO2 na SO3 při výrobě kyseliny sírové

Kovy skupiny chromu • chrom, molybden i wolfram se převáţně vyuţívají v hutnictví při výrobě ocelí a speciálních slitin (ferrochrom, ferromolybden, ferrowolfram) • chrom se pouţívá při galvanickém pokovování • wolfram je kov s nejvyšší teplotou tání, pouţívá se na vlákna ţárovek • vyrábějí se aluminotermicky, pro vysoké body tání těchto kovů se získávají při výrobě jako práškové a následně se zpracovávají tzv. práškovou metalurgií (vysokými tlaky za vysokých teplot) do kompaktního stavu • oxid chromitý Cr2O3 se pouţívá jako pigment chromová zeleň • oxid chromičitý CrO2 je kovově vodivý, antiferromagnetický, pouţívá se na výrobu magnetických pásků • chromany a dichromany jsou silná oxidovadla, pouţívají se v koţeluţství při chromovém činění

Kovy skupiny chromu • mangan - legovací přísada do ocelí, pro přípravu slitin (ferromangan) • kovový mangan se nemůţe vyrábět jako ţelezo redukcí uhlíkem, protoţe s uhlíkem reaguje na karbidy, čistý se vyrábí aluminotermicky • oxid manganičitý MnO2 –

se pouţívá v suchých článcích (bateriích), ve sklářství k odbarvování skla, v přírodě se nachází jako minerál burel

• manganistan draselný KMnO4 –

fialově zbarvená krystalická látka, pouţívá se jako oxidovadlo, k dezinfekci, v chemické odměrné analýze

Kovy – triáda ţeleza • Ţelezo, kobalt a nikl – – – – –

technicky nejvýznamnější kovy podobné vlastnosti neušlechtilé kovy feromagnetické rozpouštějí se ve zředěných kyselinách a koncentrovaná kyselina dusičná je pasivuje.

• Ţelezo –

V přírodě: • • • • •

– –

magnetit (magnetovec, podvojný oxid ţeleznato-ţelezitý Fe3O4) hematit (krevel, oxid ţelezitý Fe2O3) hnědel (limonit, hydrát oxidu ţelezitého Fe2O3.nH2O) ocelek (siderit, uhličitan ţeleznatý FeCO3) pyrit (kyz ţelezný, disulfid ţeleznatý FeS2).

na vzduchu nejméně stálý prvek - rez - hydratovaný oxidem ţelezitým (koroze) reakcí se zředěnými kyselinami vznikají soli a vodík, koncentrovanou kyselinou sírovou se pasivuje:

Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2

Kovy – triáda ţeleza • FeO a Fe2O3 – – –

zelená a hnědá barva ve sklářství jako přísady na barvení skla modifikace oxidu ţelezitého - γ-Fe2O3 - je metastabilní ferromagnetický, na výrobu magnetických pásků

• FeCl3 – –

červenohnědý, silně hygroskopický pouţívá se v metalografii ke specifickému leptání kovů a v průmyslu k úpravě vod

• Fe2(SO4)3 – –

krystaluje s různým počtem vod pouţívá se v úpravnách pitné vody nebo pro čistírny odpadních vod

Kovy – triáda ţeleza Výroba ţeleza • •

surové ţelezo se vyrábí z kyslíkatých rud redukcí ve vysokých pecích s koksem jako palivem a redukovadlem a vápencem jako struskotvornou přísadou

Surové ţelezo • 2-5 % uhlíku, 0,5-3 % křemíku, menší mnoţství manganu, síry a fosforu • uhlík je v ţeleze přítomen jako grafit nebo karbid Fe3C (cementit) • tvrdé, křehké, není kujné • část se zpracovává na litinu, většina na ocel Litina • je přetavené surové ţelezo, dolegovává se vhodnými přísadami • obsah uhlíku 2,1-5 % • křehká, podléhá korozi • šedá litina obsahuje uhlík ve formě grafitu, bílá litina uhlík ve formě karbidu

ZÁKLADY ORGANICKÉ CHEMIE Organická chemie je chemie sloučenin uhlíku.

asi 20 milionů Další prvky: H, O, N, S, P, halogeny aj. 1. 2.

Sloučeniny syntetizované organizmy Sloučeniny syntetizované pouze chemickou syntézou (v přírodě se nevyskytují) – většina.

Uhlík • •

čtyřvazný téměř vţdy kovalentní vazby

Třídění organických sloučenin A: Uhlovodíky 1. acyklické a) alkany b) alkeny c) alkyny

2. cyklické a) cykloalkany b) cykloalkeny c) areny B: Deriváty uhlovodíků a) halogenderiváty b) aminy c) nitrosloučeniny d) alkoholy a fenoly

e) ethery f) karbonylové sloučeniny h) karboxylové kyseliny i) substituční deriváty karboxylových kyselin j) funkční deriváty karboxylových kyselin k) heterocyklické sloučeniny atd.

Základní principy názvosloví Názvy • • •

triviální (močovina, glycerin, chlorofyl) semisystematický (glycerol, aceton, glukosa, kyselina octová) systematický – z názvu můţeme odvodit strukturu

Sloţení systematického názvu Kmen – udává počet uhlíků v tzv. hlavním řetězci. 1C meth 2C eth 2C prop 4C but 5C pent 6C hex 7C hept 8C okt

Hlavní řetězec – nejdelší řetězec s nejvyšším počtem násobných vazeb

Přípona – vyjadřuje skupinu, do které sloučenina patří: -an alkany -en alkeny -yn alkyny -ol alkoholy

methan - 1C alkan ethen - ...................... ethanol - ................... Názvoslovná předpona – vyjadřuje obměnu struktury hexan  cyklohexan ........................................... ethan  chlorethan ............................................. methan  aminomethan .....................................

Lokanty - čísla nebo písmena, která určují polohu substituentů nebo polohu násobných vazeb 2- methylpropan ................................ pent-3-en-1-in .....................................

Uhlovodíkové zbytky methyl ......................... ethyl ............................ propyl ......................... propan-2-yl ........................ vinyl …………………….. fenyl …………………….

Vytvoření celého názvu

Uhlovodíky Alkany a cykloalkany Acyklické nasycené uhlovodíky, pouze jednoduché vazby. Názvosloví: -an,

cyklo- ……… -an

Homologická řada alkanů methan ............ ethan ................ propan ............. butan …………. C1 –C4 C5 – C9 C10 – C16 od C17

plynné v zemním plynu, paliva kapalné, v ropě, směsi C5-C9 benzíny, petrolej, motorová nafta, mazací oleje tuhé, parafiny

chemicky málo reaktivní

Alkeny Acyklické uhlovodíky s jednou dvojnou vazbou. Názvosloví: -en ethen (ethylen) ………………………

propen (propylen) ……………… Získávají se krakováním z ropy. Chemicky velmi reaktivní.

Alkadieny Acyklické uhlovodíky se dvěma dvojnými vazbami.

Názvosloví:

-dien

Buta-1,3-dien – surovina pro výrobu syntetických kaučuků.

Alkyny Acyklické uhlovodíky s jednou trojnou vazbou.

Názvosloví:

-yn

ethyn (acetylen) …………………….

Velmi reaktivní. Acetylen se vyrábí z karbidu vápenatého nebo z ropy. Významná surovina pro výrobu vinylchloridu.

Aromatické uhlovodíky – areny Cyklické uhlovodíky s konjugovaným systémem vazeb  (vazby jedenapůlté).

Názvosloví: triviální Vyrábí se z uhlí nebo z ropy.

Deriváty uhlovodíků Halogenderiváty Sloučeniny, které obsahují vazbu uhlík─halogen (C─X). Názvosloví CH3Cl chlormethan (methylchlorid) CHCl3 trichlormethan (chloroform) CH2=CH─Cl chlorethen (vinylchlorid) CF2 = CF2 tetrafluorethen (tetrafluorethylen) CCl2F2 dichlordifluormethan (Freon 12) Rozpouštědla, výroba plastů, mnohé jsou karcinogenní.

Aminy Sloučeniny odvozené náhradou atomů vodíku v amoniaku uhlovodíkovými zbytky CH3─NH2 methylamin CH3─NH─CH3 dimethylamin C6H5─NH2 benzenamin (anilin)

Hydroxysloučeniny Sloučeniny, které v molekule obsahují jednu nebo více skupin ─OH. 1. Alkoholy R─OH 2. Fenoly Ar─OH

Názvosloví: -ol CH3OH CH3CH2OH CH3CH2CH2OH HOCH2CH2OH

methanol (methylalkohol) ethanol (ethylalkohol, líh) propan-1-ol ethan-1,2-diol (ethylenglykol) cyklohexanol

fenol

Ethery Sloučeniny obecného vzorce R–O–R. CH3CH2–O–CH2CH3 diethylether

Karbonylové sloučeniny Sloučeniny s karbonylovou skupinou C=O. 1. Aldehydy

Názvosloví: -al

2. Ketony

Názvosloví:

-on

Karboxylové kyseliny Sloučeniny s karboxylovou skupinou –COOH. Názvosloví: -ová HCOOH CH3COOH CH3CH2COOH HOOC–COOH

kyselina

methanová kyselina (mravenčí kyselina) ethanová kyselina (octová kyselina) propanová kyselina (propionová kyselina) ethandiová kyselina (šťavelová kyselina)

Syntetické polymery Makromolekulární sloučeniny (Mr 104-105) s pravidelně se opakující strukturní jednotkou, která se nazývá mer.

Rozdělení 1. Elastomery (kaučuky) – polymery, jejichţ deformace je vratná (obnovují svůj původní tvar a rozměry, které měly před deformací malým napětím). 2. Plastomery (plasty) – polymery, jejichţ deformace je nevratná (zůstávají deformovány, i kdyţ deformující napětí přestane působit). a) Termoplasty působením tepla měknou, přecházejí do plastického stavu a tato změna je vratná. b) Reaktoplasty přecházejí zahříváním nevratně do netavitelného a nerozpustného stavu (dříve byly označovány jako termosety).

Syntetické polymery připravené polymerací n CH2=CH2  [–CH2–CH2–]n

Syntetické polymery připravené polykondenzací

polyamid 6 (silon) polyethylentereftalát (PET) fenolformaldehydové pryskyřice (fenoplasty, bakelity) močovinoformaldehydové pryskyřice (aminoplasty)

Syntetické polymery připravené polyadicí polyurethany  syntetické kůţe, molitany, lepidla

Zpracování polymerů Zpracování za vysokých teplot a tlaků – zejm. termoplasty

1)

-

vstřikování vytlačování válcování lisování

Zpracování za nízkých tlaků (např. zpracování roztoků a disperzí polymerů) – zejména reaktoplasty

2) -

lití bloků, dutých těles a fólií zalévání impregnace vrstvení natírání, máčení

Surovinové zdroje organických sloučenin Zemní plyn Směs 75 % methanu a 15 % ethanu. Zbytek tvoří další alkany, oxid uhličitý, dusík a někdy i helium. • palivo • výroba methanolu, vodíku, acetylenu, kyanovodíku aj.

Ropa Směs alkanů, cykloalkanů, arenů a menšího mnoţství dusíkatých, kyslíkatých a sirných sloučenin. Zpracování v rafineriích frakční destilací.

Krakování - štěpení alkanů s delším řetězcem na alkany a alkeny s kratším řetězcem.

Uhlí Hornina vzniklá geochemickou přeměny rostlinných zbytků (desítky aţ stovky milionů let). Směs vysokomolekulárních látek o proměnlivém sloţení. Převládá C, dále H, O, N, S.

• •

palivo (síra - kyselé deště) chemická surovina

Zpracování Vysokoteplotní karbonizace černého uhlí (900°C), za nepřístupu kyslíku: 1) karbonizační plyn - 60 % vodíku, 25 % methanu, 5 % oxidu uhelnatého  svítiplyn 2) dehet - kapalný produkt, několik set organických sloučenin, hlavně arenů 3) koks - pevný zbytek, kvalitní palivo, redukční prostředek